Teorías ácido-base y fuerza de ácidos y bases
En la cocina de tu casa hay vinagre, limón, bicarbonato y cloro. El limón pica en la lengua y el jabón resbala entre los dedos. ¿Qué tienen en común los ácidos y qué tienen en común las bases? ¿Por qué el vinagre se puede aliñar en una ensalada y el ácido de una batería de carro no se puede ni tocar, si los dos son «ácidos»? En esta página vas a encontrar las respuestas.
Ácidos y bases en la vida diaria
Antes de las teorías, observá lo que se ve. Los ácidos tienen sabor agrio (limón, vinagre, naranja agria), enrojecen ciertos colorantes naturales y reaccionan con algunos metales. Las bases tienen sabor amargo, se sienten resbalosas (jabón, leche de magnesia, cloro) y vuelven azul-verdosos esos mismos colorantes.
| Sustancia | Dónde la encontrás | Carácter |
|---|---|---|
| Vinagre ($CH_3COOH$) | cocina | ácido |
| Jugo de limón | cocina | ácido |
| Ácido clorhídrico ($HCl$) | laboratorio, jugo gástrico | ácido |
| Bicarbonato ($NaHCO_3$) | cocina | base débil |
| Leche de magnesia | botiquín | base |
| Soda cáustica ($NaOH$) | fabricación de jabón | base |
Un indicador natural cambia de color según la acidez. El repollo morado sirve muy bien: se pican unas hojas, se hierven o se licúan con agua caliente y se cuela el líquido morado. Al agregarle vinagre pasa a rosado-rojo; con bicarbonato o cloro diluido, a azul-verde.
Teoría de Arrhenius
El químico sueco Svante Arrhenius propuso la primera definición, centrada en lo que ocurre al disolver la sustancia en agua:
Por ejemplo, el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio se disocian así:
$$HCl \rightarrow H^+ + Cl^-$$ $$NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-$$Límite de la teoría: solo funciona en agua y exige que la base tenga $OH^-$. El amoníaco, $NH_3$, no tiene $OH$ y sin embargo se comporta como base. Hacía falta una teoría más general.
Según la teoría de Arrhenius, un ácido es una sustancia que, al disolverse en agua, libera iones $H^+$, y una base libera iones $OH^-$. Clasificá como ácido o base de…
Según la teoría de Arrhenius, un ácido es una sustancia que, al disolverse en agua, libera iones $H^+$, y una base libera iones $OH^-$. Clasificá como ácido o base de Arrhenius cada una de estas sustancias y justificá tu respuesta con la ecuación de disociación en agua: $HCl$, $NaOH$ y $HNO_3$.
Teoría de Brønsted-Lowry y pares conjugados
Brønsted y Lowry miraron la reacción desde la transferencia de un protón ($H^+$):
Así una base ya no necesita tener $OH^-$. Fijate en el amoníaco disuelto en agua:
$$NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$$El $H_2O$ cede un $H^+$ (es ácido) y el $NH_3$ lo recibe (es base). Cuando una sustancia cede el protón, lo que queda puede volver a recibirlo: forma un par conjugado.
Hay sustancias que pueden hacer las dos cosas: el agua actúa como base frente al $HF$ y como ácido frente al $NH_3$. Se llaman anfóteras (o anfipróticas): según con quién reaccionen, ceden o aceptan un protón.
Según la teoría de Brønsted-Lowry, un ácido es una sustancia que cede un protón ($H^+$) y una base es una sustancia que acepta un protón. En la reacción…
Según la teoría de Brønsted-Lowry, un ácido es una sustancia que cede un protón ($H^+$) y una base es una sustancia que acepta un protón. En la reacción $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$, indicá cuál sustancia del lado izquierdo actúa como ácido y cuál como base, y explicá brevemente por qué.
El ion bicarbonato, $HCO_3^-$, puede reaccionar de dos maneras en agua: $HCO_3^- + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3 + OH^-$…
El ion bicarbonato, $HCO_3^-$, puede reaccionar de dos maneras en agua:
$HCO_3^- + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3 + OH^-$
$HCO_3^- + H_2O \rightleftharpoons CO_3^{2-} + H_3O^+$
- a) Explicá por qué se dice que el $HCO_3^-$ es una sustancia anfótera según Brønsted-Lowry.
- b) En cada reacción, identificá el papel (ácido o base) del $HCO_3^-$ y escribí su par conjugado.
- c) Argumentá por qué una sustancia con este comportamiento puede ser útil para amortiguar cambios de acidez en un sistema.
Teoría de Lewis
La teoría más general mira los electrones y no los protones.
El amoníaco tiene un par de electrones libre en el nitrógeno. El trifluoruro de boro tiene un orbital vacío en el boro. El par del nitrógeno se comparte con el boro y se forma un enlace:
$$NH_3 + BF_3 \rightarrow H_3N{-}BF_3$$Aquí no hay agua, ni $H^+$, ni $OH^-$: Arrhenius y Brønsted-Lowry no pueden explicarlo, pero Lewis sí. El $NH_3$ es la base (dona el par) y el $BF_3$ es el ácido (lo acepta).
| Teoría | Ácido | Base | Alcance |
|---|---|---|---|
| Arrhenius | libera $H^+$ en agua | libera $OH^-$ en agua | solo en agua |
| Brønsted-Lowry | cede $H^+$ | acepta $H^+$ | incluye al $NH_3$ |
| Lewis | acepta un par de $e^-$ | dona un par de $e^-$ | la más general |
La teoría de Lewis define un ácido como una sustancia que acepta un par de electrones y una base como una sustancia que dona un par de electrones. En la reacción entre…
La teoría de Lewis define un ácido como una sustancia que acepta un par de electrones y una base como una sustancia que dona un par de electrones. En la reacción entre el amoníaco y el trifluoruro de boro, $NH_3 + BF_3 \rightarrow H_3N{-}BF_3$, el nitrógeno del $NH_3$ tiene un par de electrones libre y el boro del $BF_3$ tiene un orbital vacío.
- a) Indicá cuál sustancia es el ácido y cuál la base de Lewis.
- b) Explicá por qué esta reacción no puede describirse con la teoría de Arrhenius.
Ácidos y bases fuertes y débiles
La fuerza de un ácido no depende de qué tan concentrado esté, sino de cuánto se disocia en agua.
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Ácido fuerte: se disocia casi por completo. Ejemplos: $HCl$, $HNO_3$, $H_2SO_4$.
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Ácido débil: se disocia solo en pequeña parte; la mayoría de las moléculas queda sin disociar. Ejemplos: $CH_3COOH$ (vinagre), $HF$.
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Base fuerte: libera casi todos sus $OH^-$ ($NaOH$, $KOH$). Base débil: solo en parte ($NH_3$).
Las flechas lo muestran: una fuerte usa $\rightarrow$ y una débil usa $\rightleftharpoons$.
Constante de ionización Ka
Para un ácido débil $HA$ en agua se establece un equilibrio:
$$HA + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+$$Su constante de ionización, como la $K_c$ que ya conocés, no incluye el agua líquida y no tiene unidades:
$$K_a = \frac{[A^-]\,[H_3O^+]}{[HA]}$$Para el $HF$: $K_a = \dfrac{[F^-]\,[H_3O^+]}{[HF]}$.
Fijate en el orden de magnitud: $6.8 \times 10^{-4}$ es mayor que $1.8 \times 10^{-5}$, porque el exponente $-4$ es mayor que $-5$.
En el laboratorio del centro escolar tenés dos soluciones de igual concentración: ácido clorhídrico ($HCl$), que se disocia casi por completo en agua, y ácido acético…
En el laboratorio del centro escolar tenés dos soluciones de igual concentración: ácido clorhídrico ($HCl$), que se disocia casi por completo en agua, y ácido acético ($CH_3COOH$), que se disocia solo en una pequeña parte. Clasificá cada ácido como fuerte o débil y explicá en qué te basás para hacerlo.
Observá la siguiente reacción en solución acuosa: $HF + H_2O \rightleftharpoons F^- + H_3O^+$ a) Identificá los dos pares conjugados ácido-base que participan. b)…
Observá la siguiente reacción en solución acuosa:
$HF + H_2O \rightleftharpoons F^- + H_3O^+$
- a) Identificá los dos pares conjugados ácido-base que participan.
- b) Escribí la expresión de la constante de ionización $K_a$ del $HF$.
- c) Si el valor de $K_a$ es pequeño, ¿qué te indica sobre la fuerza del ácido?
Una estudiante prepara tres soluciones de la misma concentración, $0.1\ M$, y obtiene estos valores de constante de ionización a 25 °C: | Ácido | $K_a$ | |---|---| |…
Una estudiante prepara tres soluciones de la misma concentración, $0.1\ M$, y obtiene estos valores de constante de ionización a 25 °C:
| Ácido | $K_a$ |
|---|---|
| Ácido A | $1.8 \times 10^{-5}$ |
| Ácido B | $6.8 \times 10^{-4}$ |
| Ácido C | $4.0 \times 10^{-10}$ |
- a) Ordená los ácidos de más fuerte a más débil.
- b) Explicá cuál de las tres soluciones tendrá mayor concentración de iones $H^+$ y por qué.
Daniela compara dos soluciones acuosas de igual concentración molar, $0.10\ M$: una de ácido nítrico ($HNO_3$, ácido fuerte) y otra de ácido fluorhídrico ($HF$, ácido…
Daniela compara dos soluciones acuosas de igual concentración molar, $0.10\ M$: una de ácido nítrico ($HNO_3$, ácido fuerte) y otra de ácido fluorhídrico ($HF$, ácido débil con $K_a = 6.8 \times 10^{-4}$). Con un medidor mide la conductividad eléctrica y observa que la solución de $HNO_3$ conduce mucho mejor la corriente.
- a) Escribí la ecuación de disociación de cada ácido y la expresión de $K_a$ para el $HF$.
- b) Explicá, a nivel de partículas, por qué la conductividad es distinta aunque la concentración sea la misma.
- c) Daniela afirma: «Como ambos ácidos tienen la misma concentración, neutralizarán la misma cantidad de $NaOH$». Analizá si tiene razón y justificá tu respuesta.
Neutralización y manejo seguro
Cuando un ácido y una base se mezclan, reaccionan y se anulan en parte sus propiedades. Es la reacción de neutralización:
$$\text{ácido} + \text{base} \rightarrow \text{sal} + \text{agua}$$ $$HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O$$Según Arrhenius, el $H^+$ del ácido y el $OH^-$ de la base forman agua: $H^+ + OH^- \rightarrow H_2O$. Por eso un antiácido (leche de magnesia) alivia la acidez del estómago: la base neutraliza el exceso de ácido.
Manejo seguro
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Usá siempre lentes de seguridad, guantes y bata.
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Para diluir un ácido concentrado, agregá el ácido al agua, poco a poco y con agitación, nunca el agua al ácido (se calienta y puede salpicar).
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Si cae sobre la piel, lavá con abundante agua corriente por varios minutos y avisá al docente.
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Guardá cada sustancia en su envase rotulado, lejos de alimentos. Nunca mezcles cloro con vinagre ni con otros productos de limpieza: se desprenden gases tóxicos.
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Los residuos no se botan al desagüe sin indicación del docente: se neutralizan o se recogen para su disposición.
Resumen
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Arrhenius: ácido libera $H^+$ en agua; base libera $OH^-$.
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Brønsted-Lowry: ácido cede un protón; base lo acepta. Cada ácido tiene su base conjugada. Las sustancias anfóteras actúan de ambas formas.
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Lewis: ácido acepta un par de electrones; base lo dona. Es la teoría más general.
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Fuerte o débil depende de cuánto se disocia, no de la concentración. Un $K_a$ mayor significa ácido más fuerte.
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$K_a = \dfrac{[A^-][H_3O^+]}{[HA]}$, sin unidades.
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La neutralización da sal y agua; al trabajar con ácidos y bases, el ácido siempre se agrega al agua.
Volvé al principio: el vinagre y el ácido de batería son ácidos, pero el primero es débil (poco disociado) y el segundo fuerte (casi todo disociado). Esa es la diferencia.