Definición de ácidos y bases

Teoría de Arrhenius.

La teoría de Arrhenius define de forma sencilla ácidos y bases. Nos servirá para explicar las reacciones de algunos ácidos y bases en ejercicios. Sobre todo en bases fuertes  de tipo hidróxido que terminan en -OH.

• Ácido de Arrhenius: sustancia que, en disolución acuosa, libera protones (H+). Tienen hidrógenos en su estructura.
• Base de Arrhenius: sustancia que, en disolución acuosa, libera hidroxilos (OH-). Tienen grupos hidroxilo en su estructura. 

Veamos algunos ejemplos de cómo ocurre esto en algunos ácidos y bases de Arrhenius:

: Ácido de Arrhenius.

: Ácido de Arrhenius.

: Base de Arrhenius.

: Base de Arrhenius.

Esto se explica por la reacción entre el H+ y el OH- para dar lugar a H2O:

La teoría de Arrhenius se nos queda un poco corta en algunas ocasiones. Por tanto, tenemos que utilizar otras teorías.

Teoría de Brönsted-Lowry.

La teoría de Brönsted – Lowry define ácidos y bases en función de como reaccionan con el agua.

• Ácido de Brönsted-Lowry: sustancia que es capaz de ceder H+ a otra al reaccionar con ella.
• Base de Brönsted-Lowry: sustancia que es capaz de aceptar H+ de otra al reaccionar con ella.

Al aplicar la teoría de B-L, nos damos cuenta de que las reacciones ácido base pasan a ser reacciones entre dos moléculas:

: El HCl es un ácido de Brönsted-Lowry.

: El H2SO4 es un ácido de Brönsted-Lowry.

: El NH3 es una base de Brönsted-Lowry.

• Cuando un ácido como el reacciona con el agua, le cede un protón de H+ (convirtiendo el agua en ) y pasa a convertirse en una base conjugada, .
• Cuando una base como el reacciona con el agua, capta un protón de H+ (convirtiendo el agua en ) y pasa a convertirse en un ácido conjugado, .

Hay tres puntos importantes a tener en cuenta:

1. Sustancias anfóteras: son sustancias que, fácilmente, dependiendo de a qué se enfrenten, se comportan como ácidos o como bases. 

Un ejemplo muy claro es el agua. Fíjate en los ejemplos de ácidos y bases que acabamos de nombrar: el agua participa en todos. A veces como ácido y a veces como base. 

: El agua capta H+. Se comporta como una base.

: El agua cede H+. Se comporta como una base.

2. En todo proceso hay un ácido, que cede protones y una base, que los capta. Si faltase alguno de los dos elementos, la reacción no podría darse.

3. Se generan lo que conocemos como pares conjugados. Fijémonos en el caso del ácido clorhídrico:

Como el HCl es ácido, cede un protón al agua. La molécula, una vez que cede su hidrógeno, se convierte en el anión cloruro, Cl-. Ese anión tiene la capacidad de captar un hidrógeno. Es decir: tiene tendencia a comportarse como una base.

El agua, H2O, capta un protón del ácido. Se comparta como base. Una vez que lo hace y se convierte en H3O+, tiene la capacidad de ceder uno de esos hidrógenos. Es decir: tiene tendencia a comportarse como un ácido.  

Teoría de Lewis.

Las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry explican la acidez y la basicidad una gran parte de moléculas. Pero no de todas. Algunas sustancias sin hidrógenos se comportan como ácidos. 

La teoría ácido-base de Lewis es una forma diferente de entender los ácidos y las bases. En lugar de centrarse en la transferencia de protones (H+), como hemos hecho hasta ahora, la teoría de Lewis se centra en la transferencia de pares de electrones.

Según Lewis:

•  Un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones. Piensa en él como si tuviera un "hueco" electrónico que puede llenar. 
•  Una base es una sustancia que puede donar un par de electrones. Es decir, tiene un par de electrones "libres" (no enlazantes) que puede compartir.

Cuando un ácido reacciona con una base, acepta sus electrones libres, formando un enlace covalente coordinado. 

Fíjate como el nitrógeno del NH3 tiene un par de electrones libre que puede usar para formar un enlace con el H+. Como el H+ no tiene electrones, su orbital está vacío, y puede alojar en él los dos electrones del nitrógeno. El resultado es el catión amonio, NH4+.

Disociación de ácidos y bases.

Durante todo este tema vas a escribir reacciones de disociación de ácidos y de bases por un tubo. Así que es importante que sepas cómo escribirlas y que distingas qué sustancia es de cada tipo: 

Trabajaremos con tres tipos de ácidos:

• Los ácidos oxoácidos: Tienen hidrógeno, oxígeno y un elemento no metálico:
• Los hidrácidos: Son hidruros no metálicos que, en contacto con el agua, se convierten en ácidos: 
• Los ácidos carboxílicos: Son ácidos orgánicos que contienen el grupo “-COOH”. Te sonará el ácido acético (, el metanoico , el benzoico … Únicamente ceden el protón H+ del grupo COOH.

Trabajaremos también, en general, con dos tipos de bases:

• Hidróxidos, mayoritariamente del grupo 1 y 2:
• Amoniaco y sus aminas derivadas:

A veces podemos encontrarnos moléculas orgánicas que no conocemos. Si no tienen claramente visible un grupo COOH las consideramos bases

Una vez tengamos claro el tipo de molécula ante la que nos encontramos, pensar en su disociación es fácil: un ácido cede protones y una base los capta (salvo en los hidróxidos, en los que mantendremos la definición de Arrhenius: ceden OH-).

Cuando el ácido o la base es fuerte en disolución acuosa se disocian por completo y en la reacción se pone una única flecha.

Cuando el ácido o la base es débil la disolución es parcial, se genera un equilibrio y en la reacción se pone una doble flecha.

En las bases fuertes (hidróxidos) utilizamos Arrhenius para justificar su reacción.

Fortaleza de ácidos y bases.

Es muy importante distinguir cuando un ácido o una base es fuerte o débil, afectará mucho a la forma en la que se establece la reacción y a como se resuelven los ejercicios:

• Un ácido o una base fuerte reacciona totalmente, es decir, la reacción está completamente desplazada hacia la derecha. Todo el reactivo se convierte en producto. Para calcular las reacciones en los ejercicios vale con un calculo estequiométrico sencillo.

• Un ácido o base débil reacciona parcialmente, es decir, la reacción está poco desplazada hacia la derecha. Se establece un equilibrio químico y contamos con reactivos y productos en la reacción. Para calcular las reacciones en los ejercicios tendremos que hacer una tabla de equilibrio químico.

Solo consideraremos 6 ácidos fuertes: HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3, H2SO4(el ácido sulfúrico se disocia en dos etapas y es solo un ácido fuerte en su primera disociación). El resto de los ácidos (HF, ácidos orgánicos y resto de oxoácidos) son débiles.

Solo consideraremos como bases fuertes los hidróxidos del grupo 1 y 2. El resto de las bases (amoniaco y otras, generalmente orgánicas), son débiles. 

Ácidos polipróticos.

Algunos ácidos, como el ácido sulfúrico, tienen más de un protón. Por ello, se disocian en varias etapas. Y es importante entender que no todos los protones se ceden con la misma fuerza. 

Por ejemplo: veamos la disociación del ácido sulfúrico:

En la primera etapa, pierde un hidrógeno.

En la segunda etapa, pierde el segundo.

En la primera etapa, el ácido se comporta como un ácido fuerte. Y se disocia por completo, convirtiéndose en hidrógeno sulfato. En la segunda etapa, la disociación es mínima. El hidrógeno sulfato se comporta como un ácido débil. 

Ejercicios resueltos.

1. Teniendo en cuenta las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry, indica si cada especie es un ácido o una base:

a. HI

b. NaCl

c. Zn(OH)2

d. NO3-

e. NH3

Solución

a. HI: 

Arrhenius: puede ceder su hidrógeno en disolución acuosa. 

B-L: puede ceder su hidrógeno al interaccionar con el agua:

b. NaCl:

Arrhenius: no se considera ácido (porque tiene protones que pueda ceder) ni base (no tiene OH- en su estructura para cederlos)

B-L: no se considera ácido ni base porque al reaccionar con agua se disocia sin liberar protones ni hidroxilos

c. Zn(OH)2:

Arrhenius: no se considera ácido (porque tiene protones que pueda ceder). Pero sí una base (puede ceder su OH-)

B-L: puede captar protones. Es una base:

d. NO3-: 

Arrhenius: no se considera ácido (porque tiene protones que pueda ceder) ni base (no tiene OH- en su estructura para cederlos).

B-L: puede captar protones y formar el ácido nítrico. Es una base:

e. NH3:

Arrhenius: no se considera ácido (porque tiene protones que pueda ceder) ni base (no tiene OH- en su estructura para cederlos).

B-L: puede captar protones. Es una base:

 

2. Según la teoría de Brönsted-Lowry, justifica si las siguientes especies químicas se comportan como ácidos o como bases. Indica la especie conjugada en cada caso.

a. CN-

b. CH3COOH

c. NH4+

d. HSO4-

Solución

a. CN-:

El ion cianuro no puede ceder protones, porque no tiene. Así que no puede ser un ácido.

Sí puede captar uno, formando el ácido cianhídrico como ácido conjugado. Así que se comporta como una base.

b. CH3COOH:

El ácido acético puede ceder su protón. Así que se comporta como un ácido, formando el ión acetato como base conjugada. 

c. NH4+:

El ion amonio tiene un protón extra en su estructura que puede ceder, comportándose como un ácido y formando el amoniaco como base conjugada:

d. HSO4-:

El ion hidrógeno sulfato es una especie anfótera. 
Puede ceder un hidrógeno, comportándose como ácido y obteniendo el anión sulfato como base conjugada:

También puede captar un hidrógeno, comportándose como una base y obteniendo el ácido sulfúrico como ácido conjugado: