7.2: Ácidos y Bases

Objetivos de aprendizaje

• Identificar un ácido de Arrhenius y una base de Arrhenius.
• Identificar un ácido de Brønsted-Lowry y una base de Brønsted-Lowry.
• Escribir reacciones químicas entre un ácido de Arrhenius y una base de Arrhenius y entre el ácido de Brønsted-Lowry y una base de Brønsted-Lowry.

Existen tres clasificaciones principales de sustancias conocidas como ácidos o bases. La definición de Arrhenius establece que un ácido produce H ⁺ en solución y una base produce OH ^-. Esta teoría fue desarrollada por Svante Arrhenius en 1883. Posteriormente, se propusieron dos teorías más sofisticadas y generales. Estas son las definiciones de Brønsted-Lowry y Lewis de ácidos y bases. La teoría de Lewis se discute en otra parte.

Figura Teorías de reacción\(\PageIndex{1}\) ácido-base como modelos de superconjuntos y subconjuntos.

La Teoría Arrhenius de Ácidos y Bases

En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius propuso dos clasificaciones específicas de compuestos, denominadas ácidos y bases. Al disolverse en una solución acuosa, ciertos iones se liberaron en la solución. Un ácido de Arrhenius es un compuesto que aumenta la concentración de\(\ce{H^{+}}\) iones que están presentes cuando se agregan al agua. Estos iones H ⁺ forman el ion hidronio (H ₃ O ⁺) cuando se combinan con moléculas de agua. Este proceso se representa en una ecuación química mediante la adición de H ₂ O al lado de los reactivos.

\[ \ce{HCl(aq) \rightarrow H^{+}(aq) + Cl^{-}(aq) } \nonumber \]

En esta reacción, el ácido clorhídrico (\(HCl\)) se disocia completamente en iones hidrógeno (H ⁺) y cloro (Cl ^-) cuando se disuelve en agua, liberando así iones H ⁺ en solución. Formación de la ecuación del ion hidronio:

\[\ce{ HCl(aq) + H_2O(l) \rightarrow H_3O^{+}(aq) + Cl^{-}(aq)} \nonumber \]

Una base de Arrhenius es un compuesto que aumenta la concentración de\(\ce{OH^{-}}\) iones que están presentes cuando se agregan al agua. La disociación está representada por la siguiente ecuación:

\[\ce{ NaOH \; (aq) \rightarrow Na^{+} \; (aq) + OH^{-} \; (aq) } \nonumber \]

En esta reacción, el hidróxido de sodio (NaOH) se desasocia en iones sodio (\(Na^+\)) e hidróxido (\(OH^-\)) cuando se disuelve en agua, liberando así iones OH ^- en solución.

Los ácidos de Arrhenius son sustancias que producen iones de hidrógeno en solución y las bases de Arrhenius son sustancias que producen iones hidróxido en solución.

Limitaciones a la Teoría de Arrhenius

La teoría de Arrhenius tiene muchas más limitaciones que las otras dos teorías. La teoría no explica el amoníaco de base débil (NH ₃), que en presencia de agua, libera iones hidróxido en solución, pero no contiene OH- en sí. Además, la definición de Arrhenius de ácido y base se limita a soluciones acuosas (es decir, agua).

La teoría de los ácidos y bases de Brønsted-Lowry

En 1923, el químico danés Johannes Brønsted y el químico inglés Thomas Lowry propusieron de forma independiente nuevas definiciones para ácidos y bases, unas que se centran en la transferencia de protones. Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un protón (H ⁺) a otra molécula. Una base de Brønsted-Lowry es cualquier especie que puede aceptar un protón de otra molécula. En resumen, un ácido de Brønsted-Lowry es un donante de protones (PD), mientras que una base de Brønsted-Lowry es un aceptor de protones (PA).

Un ácido de Brønsted-Lowry es un donante de protones, mientras que una base de Brønsted-Lowry es un aceptor de protones.

Usemos la reacción del amoníaco en agua para demostrar las definiciones de Brønsted-Lowry de un ácido y una base. Las moléculas de amoníaco y agua son reactivos, mientras que el ión amonio y el ion hidróxido son productos:

\[\ce{NH3(aq) + H2O (ℓ) <=> NH^{+}4(aq) + OH^{−}(aq) }\label{Eq1} \]

Lo que ha ocurrido en esta reacción es que la molécula de agua original ha donado un ión hidrógeno a la molécula de amoníaco original, que a su vez ha aceptado el ión hidrógeno. Podemos ilustrar esto de la siguiente manera (Figura\(\PageIndex{2}\)):

Figura\(\PageIndex{2}\) reacción de amoníaco y agua.

Debido a que la molécula de agua dona un ión de hidrógeno al amoníaco, es el ácido de Brønsted-Lowry, mientras que la molécula de amoníaco, que acepta el ion hidrógeno, es la base de Brønsted-Lowry. Así, el amoníaco actúa como base tanto en el sentido Arrhenius como en el sentido Brønsted-Lowry.

¿Un ácido de Arrhenius como el ácido clorhídrico sigue siendo un ácido en el sentido de Brønsted-Lowry? Sí, pero requiere que entendamos lo que realmente sucede cuando el HCl se disuelve en agua. Recordemos que el átomo de hidrógeno es un solo protón rodeado por un solo electrón. Para hacer el ion hidrógeno, eliminamos el electrón, dejando un protón desnudo. ¿Realmente tenemos protones desnudos flotando en solución acuosa? No, no lo hacemos. Lo que realmente sucede es que el ion H ⁺ se adhiere a H ₂ O para hacer H ₃ O ⁺, que se llama el ion hidronio. Para la mayoría de los propósitos, H ⁺ y H ₃ O ⁺ representan la misma especie, pero escribir H ₃ O ⁺ en lugar de H ⁺ muestra que entendemos que no hay protones desnudos flotando alrededor en solución. Más bien, estos protones están realmente unidos a moléculas solventes.

El ion hidronio

Un protón en solución acuosa puede estar rodeado por más de una molécula de agua, lo que lleva a fórmulas como\(\ce{H5O2^{+}}\) o más\(\ce{H9O4^{+}}\) bien que\(\ce{H3O^{+}}\). Sin embargo, es más sencillo de usar\(\ce{H3O^{+}}\) para representar el ion hidronio.

Figura\(\PageIndex{3}\) reacción de hidrógeno y agua para formar hidronio. (CC BY-NC 3.0

Con esto en mente, ¿cómo definimos al HCl como un ácido en el sentido de Brønsted-Lowry? Considera lo que sucede cuando el HCl se disuelve en H ₂ O:

\[\ce{HCl(g) + H_2O (ℓ) \rightarrow H_3O^{+}(aq) + Cl^{−}(aq) }\label{Eq2} \]

Podemos representar este proceso usando diagramas de puntos electrónicos de Lewis (Figura\(\PageIndex{4}\)):

Figura Diagrama de puntos electrónicos de\(\PageIndex{4}\) Lewis de HCl disuelto en H ₂ O

Ahora vemos que un ión hidrógeno se transfiere de la molécula de HCl a la molécula H ₂ O para hacer iones cloruro e iones hidronio. Como donador de iones de hidrógeno, el HCl actúa como un ácido de Brønsted-Lowry; como aceptor de iones de hidrógeno, H ₂ O es una base de Brønsted-Lowry. Entonces HCl es un ácido no sólo en el sentido Arrhenius sino también en el sentido Brønsted-Lowry. Además, por las definiciones de Brønsted-Lowry, H ₂ O es una base en la formación de HCl acuoso. Entonces, las definiciones de Brønsted-Lowry de un ácido y una base clasifican la disolución de HCl en agua como una reacción entre un ácido y una base, aunque la definición de Arrhenius no habría etiquetado a H ₂ O como base en esta circunstancia.

En la Tabla se presenta un resumen de las definiciones ácido-base basadas en las teorías de Arrhenius y Bronstes-Lowry\(\PageIndex{1}\).

Tabla Definiciones \(\PageIndex{1}\)ácido-base

Tipo	Ácido	Base
Arrhenius	\(\ce{H^+}\)iones en solución	\(\ce{OH^-}\)iones en solución
Brønsted-Lowry	\(\ce{H^+}\)donante	\(\ce{H^+}\)aceptor

Todos los ácidos y bases de Arrhenius son también ácidos y bases de Brønsted-Lowry. Sin embargo, no todos los ácidos y bases de Brønsted-Lowry son ácidos y bases de Arrhenius.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\)

La anilina (C ₆ H ₅ NH ₂) es ligeramente soluble en agua. Tiene un átomo de nitrógeno que puede aceptar un ion hidrógeno de una molécula de agua al igual que lo hace el átomo de nitrógeno en el amoníaco. Escriba la ecuación química para esta reacción e identifique el ácido y base de Brønsted-Lowry.

Solución

C ₆ H ₅ NH ₂ y H ₂ O son los reactivos. Cuando C ₆ H ₅ NH ₂ acepta un protón de H ₂ O, gana un H extra y una carga positiva y deja atrás un ion OH ⁻. La reacción es la siguiente:

\[\ce{C6H5NH2(aq) + H2O(ℓ) <=> C6H5NH3^{+}(aq) + OH^{−}(aq)} \nonumber \]

Debido a que C ₆ H ₅ NH ₂ acepta un protón, es la base Brønsted-Lowry. La molécula H ₂ O, por donar un protón, es el ácido Brønsted-Lowry.

Ejercicio\(\PageIndex{1}\)

Identificar el ácido de Brønsted-Lowry y la base de Brønsted-Lowry en esta ecuación química.

\[\ce{H2PO4^{-} + H_2O <=> HPO4^{2-} + H3O^{+}} \nonumber \]

Contestar

Ácido Brønsted-Lowry: H ₂ PO ₄ ^-; Base Brønsted-Lowry: H ₂ O

Ejercicio\(\PageIndex{2}\)

¿Cuál de los siguientes compuestos es una base Bronsted-Lowry?

1. HCl
2. HPO ₄ ^{2 -}
3. H ₃ PO ₄
4. NH ₄ ⁺
5. CH ₃ NH ₃ ⁺

Respuesta:

Una Base Brønsted-Lowry es un aceptor de protones, lo que significa que tomará en un H ⁺. Esto elimina\(\ce{HCl}\),\(\ce{H3PO4}\),\(\ce{NH4^{+}}\) y\(\ce{CH_3NH_3^{+}}\) porque son ácidos Bronsted-Lowry. Todos regalan protones. En el caso de\(\ce{HPO4^{2-}}\), considere la siguiente ecuación:

\[\ce{HPO4^{2-} (aq) + H2O (l) \rightarrow PO4^{3-} (aq) + H3O^{+}(aq) } \nonumber \]

Aquí, es claro que HPO ₄ ^{2 -} es el ácido ya que dona un protón al agua para hacer H ₃ O ⁺ y PO ₄ ^{3 -}. Consideremos ahora la siguiente ecuación:

\[ \ce{ HPO4^{2-}(aq) + H2O(l) \rightarrow H2PO4^{-} + OH^{-}(aq)} \nonumber \]

En este caso, HPO ₄ ^{2 -} es la base ya que acepta un protón del agua para formar H ₂ PO ₄ ^- y OH ^-. Así, HPO ₄ ^{2 -} es un ácido y una base juntos, haciéndola anfótera.

Dado que HPO ₄ ^{2 -} es el único compuesto de las opciones que puede actuar como base, la respuesta es (b) HPO ₄ ^{2 -}.

Resumen

• Un ácido de Arrhenius es un compuesto que aumenta la concentración de iones H ⁺ y una base de Arrhenius es un compuesto que aumenta la concentración de iones OH ⁻ en solución acuosa.
• Un ácido de Brønsted-Lowry es un donante de protones; una base de Brønsted-Lowry es un aceptor de protones.
• Todos los ácidos y bases de Arrhenius son también ácidos y bases de Brønsted-Lowry. Sin embargo, no todos los ácidos y bases de Brønsted-Lowry son ácidos y bases de Arrhenius.

Colaboradores y Atribuciones

• Libretext: The Basics of GOB Chemistry (Ball et al.)

• Marisa Alviar-Agnew (Sacramento City College)

• Libretext: Chemistry for Allied Health (Soult)