En 1887 el químico sueco Svante August Arrhenius explicó la naturaleza de los ácidos
y las bases a partir de su teoría de disociación electrolítica. Los electrolitos son las
sustancias que, disueltas en agua, forman una disolución que conduce la electricidad
debido a que liberan iones en dicha disolución. Arrhenius postuló que los ácidos, las
bases y las sales en disolución acuosa, se comportan como electrolitos y se disocian en
iones positivos (cationes) y negativos (aniones). Los términos disociación e ionización
se usan indistintamente para referirse a la formación de iones en las disoluciones acuo-
sas. Según su teoría, Arrhenius definió así a los ácidos y a las bases.
(© Thinkstock)
El químico sueco Svante A. Arrhenius
(1859-1927) desarrolló la teoría de los
ácidos y las bases en disolución acuosa.
Recibió el Premio Nobel en 1903.
Á
cido es toda sustancia, HA, que posee algún átomo de hidrógeno y es
capaz de disociarse, en disolución acuosa, dando iones H+.
HA(ac)
H2 O
H+(ac) + A–(ac)
B
ase es toda sustancia, BOH, que contiene algún grupo OH y es capaz de
disociarse, en disolución acuosa, dando iones OH–.
BOH(ac)
H2 O
B+(ac) + OH–(ac)
De acuerdo con estas definiciones se incluyen como ácidos las sustancias que con-
tienen agua o no, llamados hidrácidos y oxoácidos, y como bases las sustancias de-
nominadas hidróxidos.
Un ejemplo de ácido sería el HCl y un ejemplo de base sería el NaOH, ya que en di-
solución acuosa se disocian del siguiente modo:
HCl
H2 O
Cl–(ac) + H+(ac)
+
+
–
+
Un ejemplo de base sería el NaOH que, en disolución acuosa, se disocia del siguien-
te modo:
NaOH
H2 O
Na+(ac) + OH−(ac)
A pesar del avance que supuso, la teoría de Arrhenius presentaba algunas limitacio-
nes. Según Arrhenius, los conceptos de ácido y base dependían del agua como disol-
vente, cuando se sabe que existen reacciones ácido-base en medios no acuosos. Ade-
más existen sustancias que tienen carácter ácido a pesar de no tener hidrógeno (como
Unión del protón (H+)
a la molécula de agua.
+
H O +H
H
Agua
Protón
H O
H
H
+
Ion oxidanio
sucede con los óxidos ácidos CO2, SO3, etc.) y otras sustancias que tienen carácter
básico sin tener iones OH–, como sucede al amoniaco.
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En realidad, en el agua no existe un protón libre disociado (H+); su atracción hacia las
moléculas polares del agua es tan fuerte que el protón se une a una molécula de agua,
mediante un enlace dativo, y forma el ion oxidanio H3O+(ac). La notación H+(ac), más
sencilla, también es frecuente, para representar al protón en disolución acuosa, pero es
más imprecisa.
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s
Teoría de Brönsted y Lowry
En 1923, el danés Jhoannes Brönsted y el inglés Thomas Lowry desarrollaron una
teoría más general sin las limitaciones de la teoría de Arrhenius, y propusieron las
siguientes definiciones para un ácido y una base.
Un ácido es toda especie química, molecular o iónica, capaz de ceder un
protón a otra sustancia.
Una base es toda especie química, molecular o iónica, capaz de aceptar
un protón de otra sustancia.
Según la teoría de Brönsted y Lowry, los ácidos son sustancias donadoras de proto-
nes y las bases, sustancias aceptadoras de protones; por lo tanto, una reacción
ácido-base es un proceso de transferencia de protones.
Esta teoría, para ácidos y bases, incluye a la de Arrhenius y la amplía; las sustancias
que son ácidos según la teoría de Arrhenius (como el HCl), también lo son según
Brönsted, pues, al disolverse, ceden un protón al agua.
Podemos considerar las reacciones ácido-base como equilibrios en los que las sus-
tancias formadas también pueden transferir protones entre ellas. De forma general,
cuando un ácido HA cede protones (H+) a una base B.
Los productos son A– y BH+.
HA(ac) + B(ac) A–(ac) + BH+(ac)
+
La especie BH , producida cuando la base B acepta un protón de la especie HA,
puede donar un protón a la especie A−, demostrando que se trata de un ácido de
Brönsted-Lowry. De la misma manera, la especie A− producida cuando la especie HA
pierde un protón, puede por sí misma aceptar un protón de BH+, indicando con ello
que se trata de una base de Brönsted-Lowry. Cuando un par de moléculas o iones
se relacionan mediante la pérdida o ganancia de un protón, se dice que son pares
ácido-base conjugados. En el caso general anterior el ácido HA tiene como base
conjugada la especie A−, y la base B tiene como ácido conjugado la especie BH+.
El concepto de ácido es ahora más
amplio, pues iones como el HCO3−,
formado al disolver NaHCO3 en agua:
NaHCO3
H2 O
Na+ + HCO3−
deben ser incluidos entre los ácidos, ya
que son capaces de ceder un protón a
una molécula de agua:
HCO3−(ac) + H2O(ac) →
CO32−(ac) + H3O+(ac)
Un par conjugado está formado por un ácido y su base conjugada, o bien
por una base y su ácido conjugado.
Si designamos a los miembros de un par conjugado con el mismo subíndice, la re-
acción ácido-base se formula así:
ácido1 + base2 ácido2 + base1
Por ejemplo, en la reacción de ionización del ácido acético:
H+ H+
CH3COOH(ac) + H2O(l) CH3COO–(ac) + H3O+(ac)
ácido1 base2 base1 ácido 2
Los pares ácido-base conjugados son: CH3COOH/CH3COO– y H3O+/H2O
Con la nueva definición, también hay que incluir al amoniaco entre las bases, ya
que al disolverse, acepta un protón del agua, formando el ion amonio.
H
+
H N +H
H
Amoniaco
Protón
H
H N
H
+
H
Ion amonio
Formación del ion amonio.
H+ H+
NH3(ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH−(ac)
base1 ácido2 ácido1 base 2
Los pares ácido-base conjugados son: NH4+/NH3– y H2O/OH–
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Si una especie ácida, HA, tiene mucha tendencia a ceder un protón y pasar a la
especie A−, esta tendrá muy poca tendencia a aceptar un protón para convertirse en
HA. Y, al revés, si la especie HA tiene muy poca tendencia a ceder un protón y pasar
a la forma A−, esta última especie capta fácilmente un protón, transformándose en
HA. La figura muestra algunos ejemplos.
Ácido
Fuertes
Medianamente
fuertes
Débiles
Muy débiles
Cl anión cloruro
_
HSO4 anión hidrogenosulfato
_
NO3 anión nitrato
H3O+ ion oxidanio H2O agua
HlO3 ácido yódico _
_ lO3 _ anión yodato
HSO4 anión hidrogenosulfato 2
SO4 anión sulfato
H3PO4 ácido fosfórico H2PO4 anión dihidrogenofosfato
HF ácido fluorhídrico _
CH3COOH ácido acético F anión fluoruro
_
CH3COO anión acetato
+ NH3_ amoniaco
NH4 catión amonio 2
_ CO3 _ anión carbonato
HCO3 _ anión hidrogenocarbonato 3
2 PO4 anión fosfato
HPO4 anión hidrogenofosfato
H2O agua OH
Comportamiento de diferentes ácidos
frente a sus bases conjugadas.
Extremadamente
débiles
Muy débiles
_
_
Débiles
Medianamente
fuertes
anión hidróxido
Muy fuertes
Base conjugada
_
HCl ácido clorhídrico
H2SO4 ácido sulfúrico
HNO3 ácido nítrico
Fuertes
El carácter ácido y básico es relativo, ya que hay sustancias que pueden actuar
como ácidos o como bases dependiendo de la sustancia con la que reaccionan.
Este comportamiento especial es el que experimenta el agua, ya que actúa como un
ácido cuando cede H+ y como una una base, cuando acepta H+.
El agua, cuando se combina con un ácido, como el HCl, acepta un protón de este;
es decir, se comporta como una base, mientras que frente a una base, como el NH3,
cede un protón, comportándose como un ácido. Este fenómeno se conoce como
anfoterismo.
L
as sustancias que, como el agua, pueden actuar como un ácido o como
una base, se denominan anfóteras.
Cualquier par ácido-base conjugados
difieren, únicamente, en un H+:
HA / A−
Considerando el agua como ácido, su base conjugada es el ion OH−, y considerán-
dola como base, su ácido conjugado es el ion H3O+:
H2O / OH− H3O+ / H2O
ácido base
ácido base
H+ H+
EJERCICIOS RESUELTOS
para resolver
1 dentifica el ácido o la base según
I
ceda o capte protones.
2 scribe el equilibrio de disociación
E
e identifica las especies
conjugadas.
Comprueba tu aprendizaje
1 El ion hidrogenocarbonato, HCO 3–,
puede actuar como ácido y como base
de Brönsted-Lowry. ¿Cuál es su ácido
conjugado? ¿Y su base conjugada?
El ion hidrogenosulfuro, HS−, es una especie anfótera: puede actuar como ácido
y como base. En el primer caso, ¿cuál es su base conjugada? Cuando actúa como
base, ¿cuál es su ácido conjugado?
Solución
1 base conjugada de un ácido se obtiene restándole a este un protón (H+).
La
Por tanto, la base conjugada del ácido HS− es el ion sulfuro, S2−.
2
1 ácido conjugado de una base se obtiene sumándole un H+. Cuando el ion
El
HS− actúa como base, su ácido conjugado es, pues, el H2S.
2
HS– + H2O S2– + H3O+
ácido 1 base 2 base 1 ácido 2
HS– + H2O H2S + OH–
base 1 ácido 2
ácido 1 base 2
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Teoría de Lewis
En la teoría de Brönsted y Lowry, una base es una sustancia capaz de aceptar un
protón. Según este concepto, tanto el ion hidróxido como el amoniaco son bases:
+
En ambos casos, el átomo al cual se une el protón tiene al menos un par de electro-
nes libres. Esta propiedad característica del OH−, del NH3 y de otras bases, sugirió
al químico G. N. Lewis, en 1932, una definición más general de ácidos y bases.
Todos los ácidos de Brönsted-Lowry,
son ácidos de Lewis, por ejemplo:
Ag+, AlCl3, CO2, SO3
Una base de Lewis es una sustancia capaz de donar un par de electrones.
Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones.
Así, en la protonación del amoniaco, el NH3 actúa como una base de Lewis, ya que
dona un par de electrones al protón, H+, que actúa como ácido de Lewis al aceptar
un par de electrones. Por tanto, una reacción ácido-base de Lewis es aquella que
implica la donación de un par de electrones de una especie a otra. Dicha reacción
no produce una sal y agua.
El concepto de ácido y base de Lewis es mucho más general que todos los anteriores.
Las reacciones ácido-base de Lewis incluyen muchas reacciones en las que no par-
ticipan ácidos de Brönsted-Lowry. Un ejemplo típico es la reacción entre el trifluoru-
ro de boro y el amoniaco:
→
→
2p
F
B
F
F
En la molécula de BF3, el boro no usa un
orbital 2p en la formación de los orbitales
híbridos sp2.
El átomo de boro en el BF3 tiene hibridación sp2. El orbital 2p vacío que no partici-
pa en la hibridación acepta el par de electrones del NH3. Por tanto, el BF3 actúa
como un ácido de Lewis, aunque no contenga un átomo de hidrógeno ionizable.
Observa que entre los átomos de B y de N se forma un enlace covalente coordinado,
como sucede en todas las reacciones ácido-base de Lewis.
Una reacción ácido-base de Lewis es una reacción en la que se forma un
enlace covalente coordinado.
Las conclusiones de la teoría de Lewis son:
• as especies que actúan como bases de Lewis (por ejemplo, H2O, NH3, OH−) son
L
también bases de Brönsted-Lowry, en el sentido de que pueden aceptar un protón.
• as especies que actúan como ácidos de Lewis (por ejemplo, BF3, SO2) no necesi-
L
tan ser ácidos de Brönsted-Lowry (dadores de protones). En este sentido, el mo-
delo de Lewis amplía el concepto de ácido.
Aunque la definición de Lewis de ácidos y
bases tiene una gran importancia por su
generalidad, cuando se habla de un ácido
o de una base, sin especificar más, se
entiende que se trata de un ácido o una
base en términos de la definición de
Brönsted-Lowry.
para resolver
EJERCICIOS RESUELTOS
Según la teoría de Lewis, la siguiente reacción es una reacción ácido-base:
Al(OH)3 + OH− → [Al(OH)4]−
¿Qué especie es el ácido y cuál la base?
1
dentifica el ácido y la base
I
conjugada de Lewis (difieren en un
protón).
Solución
1
base de Lewis es el ion hidróxido, OH−, y el ácido, el hidróxido de
La
aluminio, Al(OH)3 ya que el átomo de oxígeno del OH− cede un par de
electrones al átomo de aluminio del Al(OH)3 para formar un enlace
covalente coordinado.
[HO→Al(OH)3]–
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