De los alimentos cotidianos como el vinagre hasta el jabón que en su etiqueta pone pH neutro. Los ácidos y bases están en nuestro día a día. Pero, ¿a que se refiere la palabra ácido y base? Para conocer dicha respuesta nos tenemos que remontar a finales del siglo XVII, donde se buscaba relacionar las propiedades de los ácidos con la composición química. Lavoisier en un intento de conocer dicha respuesta, dedujo que tales propiedades procedían de moléculas que contenían átomos de oxígeno. Más adelante, Davy en 1811, descubrió que existían ácidos que no contenían átomos de oxígeno: HCl (ácido clorhídrico), HCN (ácido cianhídrido). 

Son los siguientes personajes los que revolucionaron las teoría Ácido-Base dando con la tecla. Pero, como ya se puede ir sabiendo, la historia de la ciencia no tiene solo un nombre, sino una serie de grandes autores que fueron proporcionando sus conocimientos y esfuerzos.

Teorías Ácido-Base

Teoría de Arrhenius

Dicha teoría fue propuesta por el químico sueco Svante Arrhenius (Figura 1) en 1884, quién propuso que la existencia del ion, ya predicho por Michael Faraday en 1830, a través de la electrólisis. A partir de la teoría de la disociación electrolítica que desarrolló para su doctorado, sugirió clasificar ciertos compuestos como ácidos o bases de acuerdo con el tipo de iones que se forman cuando se añaden con agua. 

Un ácido de Arrhenius, por lo tanto, son aquellas sustancias que aumentan la concentración de iones H⁺ denominados protones (catión del hidrógeno que perdido el único electrón que presenta el átomo del hidrógeno). Un ejemplo de ácido de Arrhenius sería la disociación del ácido clorhídrico en agua (Figura 2, a), este compuesto está clasificado como ácido monoprótico por ser capaz de donar únicamente un protón por molécula de ácido. Existen también ácidos capaces de donar más de un protón por molécula de ácido al ser disociados en agua, éstos reciben el nombre de ácidos polipróticos. 

Una base de Arrhenius se define como cualquier especie capaz de aumentar las concentraciones de iones hidróxido, OH^–. Un ejemplo de disociación de una base, sería el hidróxido de sodio (NaOH) en agua (Figura 2, b). 

En su teoría introdujo el término grado de disociación en el cual si es un ácido o base fuerte se disociará totalmente mientras que si es un ácido o base débil se disociará parcialmente. 

Teoría de Lewis

Esta teoría fue formulada por Gilbert N. Lewis (Figura 3) en 1923, en el mismo año que se publicó la teoría de Bronsted-Lowry. Este señor describió los ácidos y bases en términos de electrones, definiendo así un ácido de Lewis como un aceptor de electrones, mientras que una base de Lewis, se define como un dador de protones.

Esta nueva definición de estas sustancias es más amplia ya que para ciertas sustancias según Lewis si son ácidas (Figura 4) mientras que para Bronsted y Lowry no lo serían porque no presentan protones.

En la reacción anterior existe un flujo de electrones entre el Tetrahidrofurano (THF) y el borano o trihidruro de boro (BH₃). Para poder saber que especie actúa como tal hay que fijarse en los pares de electrones libres que presenta la molécula. En este caso, es el átomo de oxígeno el que presenta dos pares de electrones libres mientras que, el boro solo tiene tres de electrones de valencia lo que significa que no tiene pares de electrones libres. En lugar de ello, tiene un orbital p vacío. Por lo que, se puede comentar que el oxígeno como ácido de Lewis, ataca al boro; siendo el BH₃ la especie aceptora de electrones (base de Lewis).

Esta teoría de Lewis se puede ver en las reacciones iónicas o reacciones polares, son aquellas que implican la participación de iones como reactantes, intermediarios o productos. Éstas ocurren cuando un reactivo tiene un sitio con alta densidad electrónica (rico en electrones) y el otro reactante tiene un sitio de baja densidad electrónica (deficiente en electrones). Surgen dos nuevos nombres para denominar dichos centros de los reactivos; un centro nucleófilo, es un átomo con una gran cantidad de electrones y es capaz de donar un par de electrones. Obsérvese que esta definición es muy similar al ácido de lewis. 

Por otro lado, el centro deficiente de electrones recibe el nombre de electrófilo, que como ya te puedes imaginar, un centro deficiente de electrones es capaz de aceptar un par de electrones. Algunos ejemplos de nucleófilos podrían ser el etóxido, etanol y el metil litio. Ejemplos de electrófilos serían el cloruro de metilo.

Teoría de Bronsted-Lowry

 En 1923, los fisicoquímicos Johannes Nicolaus Bronsted (Figura 5, a) en Dinamarca y Thomas Martin Lowry (Figura 5, b) en Inglaterra propusieron de una manera independiente la teoría que lleva sus nombres. La definición de ácidos y bases, dentro de esta teoría, se basa en la transferencia de un protón. Un ácido se define como dador de protones mientras que una base recibe el nombre de aceptor de protones. 

Al producirse la transferencia de protones se establece un equilibrio entre ambas especies (ácido y base) generando dos productos denominados base conjugada y ácido conjugado, respectivamente (Figura 6). 

Dicha teoría permite justificar que muchas especies pueden actuar a veces como ácidos y otras, como bases. Estas especies reciben el nombre de sustancias anfóteras.  El ejemplo más estudiado es el agua, si reacciona con el ácido bromhídrico (Figura 6) actúa como base mientras que si se junta con amoníaco actuará como ácido (Figura 6). Otro ejemplo, es el ion hidrogenocarbonato o también conocido como anión bicarbonato (HCO₃⁻). Así, frente a una base fuerte actúa como ácido, mientras que si se junta con un ácido más fuerte que él actúa como base.

 Medida de la acidez de una disolución : Concepto de pH 

En las disoluciones acuosas, las concentraciones de los iones hidronio, H₃O⁺, e iones hidróxido OH⁻, están relacionados entre sí a través del producto iónico del agua (Kw= 10⁻¹⁴, cuya ecuación es Kw=[H₃O⁺]*[OH⁻]), por lo que, conocida la concentración de uno de ellos, podemos determinar inmediatamente la concentración del otro. 

La concentración de ambas especies presenta por lo general, valores muy pequeños y variados, por lo que fue conveniente utilizar una escala más sencilla para conocer la acidez y basicidad de las disoluciones. Por eso, el químico Danés Soren Peter Lauritz Sorensen, mientras estudiaba el efecto de los iones protones sobre las proteínas, introdujo el concepto de pH, definiéndolo como el logaritmo decimal de la concentración de iones hidronio cambiado de signo. pH= -log [H₃O⁺]

Análogamente se puede definir : pOH= -log  [OH⁻], teniendo en cuenta que la expresión del producto iónico del agúa y su valor para 25 ºC es de 14. Por lo que; pH + pOH = 14. 

Siendo esto, que disoluciones para pH superiores a 7, la disolución es básica mientras que para pH inferiores a 7, es ácida y a pH igual a 7 sería neutra. Conocer la acidez de un medio es muy importante, ya que numerosas reacciones químicas tanto a nivel industrial como en los organismos solo se llevan a cabo a ciertos valores de pH.

Los ácidos y bases en nuestro entorno

En el mundo de la alimentación, especialmente la repostería y panadería, existen reacciones donde se observa continuamente las teorías ácido-base, ya que muchos alimentos como la mantequilla (ácido láctico), miel (ácido glucónico) y el limón (ácido cítrico) presentan ácidos naturales (Figura 7).

En la elaboración de ciertos postres se utiliza el bicarbonato de sodio como agente leudante, es decir, producir dióxido de carbono para que la masa se eleve y produzca esponjosidad. ¿Cómo intervienen los ácidos y bases en este proceso? 

Como se ha mencionado anteriormente el bicarbonato puede actuar como ácido o base ya que es una sustancia anfótera, esto es, si reacciona con un ácido más fuerte que el actúa como base de Bronsted-Lowry por lo que sería capaz de captar protones y formar entonces el ácido carbónico (Figura 8).

Una vez formado el ácido carbónico (H₂CO₃), éste se disocia estableciéndose un equilibrio formando dióxido de carbono y agua. Esta sustancia también es encontrada en los refrescos que están hechos en base a agua carbonatada, cuyas burbujas de CO₂ son procedentes de la disociación del ácido. 

 Otro ejemplo realmente interesante y curioso de las reacciones de transferencia de protones es lo que ocurre en el deterioro de los dientes y la importancia de lavarlos con un dentífrico adecuado. 

la hidroxiapatita, es un mineral y un material biológico formado por fosfato de calcio cristalino, de fórmula Ca₅(PO₄)₃(OH) y se encuentra esencialmente en huesos y en el esmalte de los dientes representando un depósito de calcio corporal del 99%  aproximadamente, un 80% del fósforo total. Es un mineral que se disuelve en ácidos (Figura 9) ya que tanto el anión fosfato (PO₄³⁻) como los iones hidróxido (OH⁻) reaccionan con los protones H⁺, procedentes de los ácidos, dando lugar a la siguiente reacción: 

En condiciones normales el pH de la saliva es 6,7; los alimentos consumidos son metabolizados por las bacterias cariogénicas, que provocan un descenso de pH a niveles de 5,5 dando lugar a pérdidas de minerales (manchas blancas) en los dientes. Cuando existe un aporte frecuente de aniones fluoruro, F⁻, la hidroxiapatita se convierte en fluoropatita (Ca₅(PO₄)₃F), que es un mineral similar pero más resistente a los ataques ácidos, debiendo descender a un pH de 4,5. 

Dicha concentración de anión fluoruro inhibe las reacciones de glucólisis (de moléculas de glucosa a dos moléculas de piruvato proporcionando energía) de las bacterias de la placa dental (sobre todo, Streptococcus Mutans) con lo que disminuye la producción de ácidos (butírico y acético) indispensables para la descomposición del mineral en fosfatos, calcio y agua (reacción anterior). 

La glucosa al ser metabolizada por bacterias cariogénicas pasa por un proceso bioquímico denominado la vía de Embden-MeyerHoff-Parnas (glucólisis), teniendo como producto final la producción de ácido láctico (Figura 10) provocando un descenso a pH 5,5. El flúor interrumpe dicho proceso ya que inhibe la formación de la encima enolasa (catalizadora durante la glucólisis), importante para lo producción final de ácido láctico. 

La incorporación del flúor al esmalte reduce la fuerza de atracción electrostática que interviene en la adhesión de las bacterias y por tanto en la formación de la placa bacteriana. La carga electrostática de la superficie del esmalte es positiva mientras que la de las bacterias es negativa, por diferencia de cargas se atraen provocando gran acumulo de placa bacteriana. El fluoruro provoca en el esmalte un predominio de cargas negativas  en la superficie del esmalte produciendo una repulsión con las cargas negativas de las bacterias. Y por último, una elevada concentración de aniones fluoruro genera la producción del ácido fluorhídrico, HF, que se introduce en la bacteria produciendo desorganización y muerte bacteriana. 

Conclusiones 

La teoría ácido-base es compleja, maravillosa y a la vez muy utilizada en distintos procesos químicos. Desde la síntesis de medicamentos, hasta reacciones realmente básicas en química orgánica, oxidaciones de alcoholes etc donde es necesario un medio ácido o básico para producir dicha reacción.  En la complejidad del ser humano, y en procesos bioquímicos también juegan un rol importante. El pH de la sangre y de la piel nos proporciona una serie de características para el perfecto desarrollo y funcionamiento del metabolismo.

Futuros posts se centrarán en las matemáticas de estas teorías ya que existen distintos procedimientos para calcular concentraciones y conocer nuevos términos relacionados con la teoría.

Bibliografía

• Las imágenes de las reacciones y moléculas son realizadas por Ángel Pedro Castejón a través de distintos programas de diseño molecular. La imagen de la ruta completa de la Glúcolisis es tomada de Wikimedia Commons cuyo autor es Yassine Mrabet*
• 1. George B. K.; Svante August Arrhenius, Swedish Pioneer in Chemistry Phisical. J. chem. Education
• 2. Harold H. H.; A Biography of Distinguished Scientist Gilbert Newton Lewis. J. Chem. Education
• 3. George B. K.; The Bronsted-Lowry Acid Base Concept. J. Chem. Education
• 4. Klein D., (2008) Química Orgánica, Editorial medica Panamericana.