Teorías ácido-base: Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis
El limón, el vinagre, el jabón y el límpido tienen algo en común: son ácidos o bases. Pero ¿qué tienen en común a nivel de partículas? Durante más de un siglo los científicos propusieron modelos cada vez más amplios para responder esa pregunta. Hoy veremos tres, y al final decidirás cuál usar según el caso.
Arrhenius: iones en agua
En 1884 Svante Arrhenius observó que ciertas sustancias, al disolverse en agua, conducen la electricidad: se separan en iones. A partir de ahí propuso la primera definición.
Ejemplos:
-
$HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$ (ácido clorhídrico, el del jugo gástrico).
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$NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-$ (soda cáustica, usada para destapar tuberías).
La teoría funciona bien, pero tiene un límite: exige agua y exige que la base tenga $OH^-$ en su fórmula. El amoníaco $NH_3$ no tiene $OH$ y, sin embargo, el agua con amoníaco (usada para limpiar vidrios) se comporta como base.
Según la teoría de Arrhenius, el ácido clorhídrico $HCl$ es un ácido y el hidróxido de sodio $NaOH$ es una base. Explica con tus palabras qué ion libera un ácido de…
Según la teoría de Arrhenius, el ácido clorhídrico $HCl$ es un ácido y el hidróxido de sodio $NaOH$ es una base. Explica con tus palabras qué ion libera un ácido de Arrhenius al disolverse en agua y qué ion libera una base de Arrhenius. Escribe el nombre y el símbolo de cada ion.
Brönsted-Lowry: pasar protones
En 1923 Johannes Brönsted y Thomas Lowry cambiaron el foco: lo importante no es lo que se libera, sino lo que se transfiere. Un $H^+$ es un protón (el átomo de hidrógeno sin su electrón).
Un protón no puede quedar suelto: siempre hay un donador y un aceptor. Por eso las reacciones ácido-base son un «pase de balón»: alguien lo entrega y alguien lo recibe.
$$HCl + H_2O \rightarrow Cl^- + H_3O^+$$Aquí el $HCl$ dona el protón (ácido) y el $H_2O$ lo acepta (base).
Pares conjugados
Cuando un ácido dona su protón, lo que queda puede volver a aceptarlo: es su base conjugada. Cuando una base acepta un protón, se convierte en su ácido conjugado. Dos especies que se diferencian en un solo $H^+$ forman un par conjugado.
La teoría de Brönsted-Lowry define a los ácidos y a las bases por lo que hacen con los protones $H^+$. Completa las frases: un ácido de Brönsted-Lowry es una sustancia…
La teoría de Brönsted-Lowry define a los ácidos y a las bases por lo que hacen con los protones $H^+$. Completa las frases: un ácido de Brönsted-Lowry es una sustancia que _ protones, y una base de Brönsted-Lowry es una sustancia que _ protones. Después explica en una frase qué significa que dos especies formen un «par conjugado».
Observa la reacción del amoníaco con el agua: $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$ a) Identifica cuál especie actúa como ácido y cuál como base de…
Observa la reacción del amoníaco con el agua:
$NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$
- a) Identifica cuál especie actúa como ácido y cuál como base de Brönsted-Lowry en el sentido directo de la reacción.
- b) Escribe los dos pares conjugados ácido-base que aparecen.
Samuel disuelve ácido nítrico $HNO_3$ en agua y obtiene la reacción: $HNO_3 + H_2O \rightarrow NO_3^- + H_3O^+$ a) Explica por qué el $HNO_3$ es un ácido tanto para…
Samuel disuelve ácido nítrico $HNO_3$ en agua y obtiene la reacción:
$HNO_3 + H_2O \rightarrow NO_3^- + H_3O^+$
- a) Explica por qué el $HNO_3$ es un ácido tanto para Arrhenius como para Brönsted-Lowry.
- b) Indica cuál es la base conjugada del $HNO_3$ y cuál es el ácido conjugado del agua en esta reacción.
Arrhenius frente a Brönsted-Lowry
Todo ácido de Arrhenius es ácido de Brönsted-Lowry, pero no al revés. Mira el amoníaco y el carbonato de sodio (que se usa en limpieza): no liberan $OH^-$ por sí mismos, pero aceptan $H^+$.
| Sustancia | ¿Base de Arrhenius? | ¿Base de Brönsted-Lowry? |
|---|---|---|
| $KOH$ | Sí (libera $OH^-$) | Sí (el $OH^-$ acepta $H^+$) |
| $NH_3$ | No | Sí (acepta $H^+$) |
| $Na_2CO_3$ | No | Sí (el $CO_3^{2-}$ acepta $H^+$) |
La teoría de Brönsted-Lowry es más amplia: no necesita $OH^-$ en la fórmula y no depende de que el solvente sea agua.
Sustancias anfóteras
Una sustancia anfótera puede actuar como ácido o como base según con quién reaccione. El agua es el ejemplo clásico. También el ion bicarbonato $HCO_3^-$ (el del bicarbonato de sodio y el de la sangre):
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Con un ácido fuerte acepta $H^+$: $HCO_3^- + H_3O^+ \rightarrow H_2CO_3 + H_2O$ (actúa como base; par $HCO_3^-/H_2CO_3$).
-
Con una base dona $H^+$: $HCO_3^- + OH^- \rightarrow CO_3^{2-} + H_2O$ (actúa como ácido; par $CO_3^{2-}/HCO_3^-$).
Arrhenius no describe bien esto porque solo habla de lo que una sustancia libera, no de que una misma especie pueda ganar o perder protones.
Valentina tiene la siguiente tabla con tres sustancias y quiere decidir qué teoría permite clasificarlas como base: | Sustancia | ¿Libera $OH^-$ en agua? | ¿Acepta…
Valentina tiene la siguiente tabla con tres sustancias y quiere decidir qué teoría permite clasificarlas como base:
| Sustancia | ¿Libera $OH^-$ en agua? | ¿Acepta $H^+$? |
|---|---|---|
| $KOH$ | Sí | Sí |
| $NH_3$ | No directamente | Sí |
| $Na_2CO_3$ | No directamente | Sí (el ion $CO_3^{2-}$) |
Explica cuáles de estas sustancias son bases según Arrhenius y cuáles según Brönsted-Lowry. Justifica por qué la teoría de Brönsted-Lowry es más amplia que la de Arrhenius.
El ion bicarbonato $HCO_3^-$ puede reaccionar de dos maneras: (1) $HCO_3^- + H_3O^+ \rightarrow H_2CO_3 + H_2O$ (2) $HCO_3^- + OH^- \rightarrow CO_3^{2-} + H_2O$ a)…
El ion bicarbonato $HCO_3^-$ puede reaccionar de dos maneras:
(1) $HCO_3^- + H_3O^+ \rightarrow H_2CO_3 + H_2O$
(2) $HCO_3^- + OH^- \rightarrow CO_3^{2-} + H_2O$
- a) Identifica en cada reacción si el $HCO_3^-$ actúa como ácido o como base de Brönsted-Lowry y escribe el par conjugado correspondiente.
- b) Explica qué significa que una sustancia sea anfótera y argumenta si el $HCO_3^-$ lo es. Compara con el caso del agua y di por qué una teoría como la de Arrhenius no permite describir este comportamiento con facilidad.
Lewis: pares de electrones
En 1923 Gilbert Lewis fue más allá: lo que importa no es el protón, sino los electrones.
Ojo con el orden: en Lewis el ácido acepta (tiene un orbital vacío) y la base dona (tiene un par sin compartir). No lo confundas con la idea de «el ácido da».
Ejemplo: $BF_3 + NH_3 \rightarrow F_3B{-}NH_3$. El boro del $BF_3$ tiene un orbital vacío; el nitrógeno del $NH_3$ tiene un par de electrones libre. El nitrógeno cede ese par para formar un enlace con el boro.
Esta reacción no transfiere protones ni libera $OH^-$: Arrhenius y Brönsted-Lowry no la explican como ácido-base, pero Lewis sí. Es el modelo más general.
Un compañero de tu colegio afirma que, según la teoría de Lewis, un ácido es una sustancia que dona un par de electrones. Indica si la afirmación es correcta o…
Un compañero de tu colegio afirma que, según la teoría de Lewis, un ácido es una sustancia que dona un par de electrones. Indica si la afirmación es correcta o incorrecta. Si es incorrecta, escribe la definición correcta de ácido y de base de Lewis.
En la reacción entre el trifluoruro de boro y el amoníaco, $BF_3 + NH_3 \rightarrow F_3B{-}NH_3$, no se transfiere ningún protón $H^+$ y tampoco se forman iones $OH^-$.…
En la reacción entre el trifluoruro de boro y el amoníaco, $BF_3 + NH_3 \rightarrow F_3B{-}NH_3$, no se transfiere ningún protón $H^+$ y tampoco se forman iones $OH^-$. El átomo de boro tiene un orbital vacío y el nitrógeno del amoníaco tiene un par de electrones sin compartir.
- a) Argumenta por qué esta reacción no puede explicarse como ácido-base con la teoría de Arrhenius ni con la de Brönsted-Lowry.
- b) Explica cuál de las dos sustancias actúa como ácido de Lewis y cuál como base de Lewis, y por qué.
Comparando las tres teorías
| Teoría | Ácido | Base | Alcance |
|---|---|---|---|
| Arrhenius (1884) | libera $H^+$ en agua | libera $OH^-$ en agua | solo soluciones acuosas |
| Brönsted-Lowry (1923) | dona $H^+$ | acepta $H^+$ | incluye $NH_3$, $CO_3^{2-}$; pares conjugados |
| Lewis (1923) | acepta par de electrones | dona par de electrones | incluye reacciones sin $H^+$ |
Cada teoría contiene a la anterior: Arrhenius ⊂ Brönsted-Lowry ⊂ Lewis. Se sigue usando la más sencilla que explique el caso.
Vuelve al principio: el limón y el vinagre son ácidos porque donan $H^+$; el jabón y el límpido son bases porque aceptan $H^+$ o liberan $OH^-$. Qué modelo uses depende de qué tan general debas ser.