La primera teoría sobre ácidos y bases fue presentada por el químico Svante Arrhenius en 1884, que propuso nombrar a ciertos compuestos electrolitos como ácidos o bases en función del tipo de iones que se forman cuando la sustancia se encuentra en disolución acuosa.
Ácidos y bases de Arrehnius
Los ácidos de Arrehnius
Un ácido de Arrhenius es cualquier sustancia que libera iones hidrógeno H+ ; también llamados protones, en disolución acuosa. Por ejemplo, cuando se añade ácido nítrico a un recipiente de agua se produce la reacción: $$\mathrm{HNO_{3 (ac)} \longrightarrow H^{+}_{(ac)} + NO_{3 (ac)}^{-} }$$
El HNO3 se disocia completamente en iones H+ y NO3– . Al producirse una liberación de iones H+ en disolución acuosa; el ácido nítrico es, por tanto, un ácido de Arrhenius.
Relación entre el ion H+ y el hidronio H3O+
Aunque en las ecuaciones químicas de disociación ácida aparecen escritos protones H+(ac) libres como si fueran iones independientes; en la realidad esto no es así, sino que los protones libres o iones H+ reaccionan al instante con moléculas de agua para formar iones hidronio H3O+ u otros de estructuras más complejas como el H5O2+, H7O3+ … para estabilizarse. Aunque para representar las reacciones ácidas se puede usar indistintamente H+ o H3O+.
Las bases de Arrehnius
Una base de Arrhenius es cualquier sustancia que libera iones hidróxido OH– en agua. El ejemplo más conocido es el hidróxido sódico NaOH, que en agua se disocia totalmente, formando iones Na+ y OH–. Otras bases de Arrhenius importantes son los hidróxidos de elementos alcalinos o alcalinotérreos como por ejemplo el hidróxido potásico KOH, el hidróxido de calcio Ca(OH)2 o estroncio Sr(OH)2 …
Clasificación de los ácidos
Los ácidos, como electrolitos que son, se pueden clasificar en fuertes (completamente ionizados en H+) y en débiles (parcialmente ionizados en
H+). Otra forma de clasificar a los ácidos es según el número de iones H+ que son capaces de ceder o liberar, los que sólo puede ceder uno, se les llama monopróticos (HCl, HBr, CH3COOH ….), los que ceden hasta dos, dipróticos (H2SO4), y los que ceden hasta tres, tripróticos (H3PO4).
Ácidos fuertes: ácido perclórico HClO4, ácido clorhídrico HCl, ácido bromhídrico HBr, ácido yodhídrico HI, ácido nítrico HNO3, ácido sulfúrico H2SO4.
Ácidos débiles: ácido acético CH3COOH, ácido fluorhídrico HF, ácido fosfórico H3PO4, ácido fórmico HCOOH, ácido carbónico H2CO3, ácido sulfhídrico H2S.
Clasificación de las bases
Al igual que sucede con los ácidos; las bases también se pueden clasificar en fuertes y débiles. Las bases fuertes se ionizan completamente y las débiles sólo parcialmente.
Bases fuertes: todos los hidróxidos de metales alcalinos (LiOH, NaOH, KOH,…) e hidróxidos de calcio Ca, estroncio Sr y bario Ba.
Bases débiles: resto de hidróxidos metálicos, (hidróxido de aluminio Al(OH)3, hidróxido de magnesio Mg(OH)2) y otros como por ejemplo: el amoniaco NH3, el hidróxido de amonio NH4OH, el hipoclorito de sodio NaClO, la hidracina N2H4.
En algunas bases puestas de ejemplo, se observa que no poseen iones hidróxidos, entonces ¿por qué son bases? Porque por ejemplo, el amoniaco reacciona con el agua tomando un ion hidrógeno H+ y por lo tanto, de esta manera se forma un ion hidróxido: $$\mathrm{NH_{3 } + H_{2}O \longrightarrow NH^{+}_{4} + OH^{-} }$$
Las reacciones de neutralización
Lo más característico entre los ácidos y las bases de Arrehinus es su capacidad para neutralizarse entre sí. Cuando un ácido reacciona con una base se forman, como productos más comunes, una sal y agua. Una reacción de neutralización muy típica es la que se da entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio para formar sal común y agua. $$\mathrm{HCl_{(ac)} + NaOH_{(ac)} \longrightarrow NaCl_{(ac)} + H_{2}O }$$
Ácidos y bases de Bronsted-Lowry
Un ácido de Bronsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un protón H+, y una base es cualquier especie que puede aceptar un protón H+. Esto implica, en cuanto a requisitos químicos, que cualquier ácido de Bronsted-Lowry debe poseer al menos un hidrógeno que se pueda ionizar como protón H+. Para aceptar un protón una base de Bronsted-Lowry; como requisito necesario, es obligatorio que contenga al menos un par enlazante de electrones para formar un nuevo enlace con un protón.
Entonces a consecuencia de la nueva teoría de Bronsted-Lowry; ahora una
reacción ácido-base es aquella en la cual se transfiere un protón de un ácido a una base. Esta teoría no refuta la anterior de Arrehnius, sino que la amplía, ahora las reacciones ácido-base pueden darse en cualquier disolvente, y transcurrir, incluso, en fase gaseosa.
Cómo identificar ácidos y bases de Bronsted-Lowry
En la reacción entre el agua y el ácido nítrico, el ácido nítrico, cede un protón (en azul) al agua, por lo tanto, actúa como un ácido de Bronsted-Lowry. $$\mathrm{HNO_{3 (ac)} + H_{2}O \longrightarrow H_{3}O^{+}_{(ac)} + NO_{3 (ac)}^{-} }$$ Como el agua capta el protón del ácido nítrico para formar H3O+; entonces el agua actúa como una base de Bronsted-Lowry.
Ahora veamos una reacción iniciada por una base, el amoniaco NH3, en agua: $$\mathrm{NH_{3 } + H_{2}O \longrightarrow NH^{+}_{4} + OH^{-} }$$
En esta reacción, el agua dará uno de sus protones al amoniaco. Después de liberar un protón, el agua se vuelve en ion hidróxido, OH–. Como en esta reacción el agua es el donante del protón, entonces actúa como un ácido de Bronsted-Lowry. En cuanto al amoniaco NH3, este capta un protón del agua para formar un ion amonio, NH4+. Por tanto, el amoniaco es la base de Bronsted-Lowry.
En las dos reacciones anteriores, observamos que por una parte el agua se comporta como una base de Bronsted-Lowry en la reacción con el ácido nítrico, y por otra como un ácido de Bronsted-Lowry con el amoníaco. Debido a su capacidad tanto de captar como de dar iones H+, al agua se la conoce como una especie anfótera o sustancia anfiprótica. Esto implica que puede actuar tanto como un ácido o como una base de Bronsted-Lowry.
Pares ácido-base conjugados
En la teoría de Bronsted-Lowry de una reacción ácido-base; un ácido conjugado es la especie que se forma tras aceptar la base el protón. Por tanto, una base conjugada es la especie que se forma tras ceder un ácido un protón. En consecuencia, el ácido conjugado tiene en su estructura un ion H+ respecto a su base; y por el contrario la base conjugada tiene un ion H+ menos respecto a su ácido.$$\mathrm{HNO_{3 (ac)} + H_{2}O \longrightarrow H_{3}O^{+}_{(ac)} + NO_{3 (ac)}^{-} }$$
En esta reacción el HNO3 da un protón al agua; por tanto, el HCl es el ácido de Bronsted-Lowry. Después de que el HNO3 ceda su protón se forma el ion NO3–, que es la base conjugada del HNO3.
Como el agua capta el protón del HNO3, aquí el agua es la base de Bronsted-Lowry. Al captar el agua un protón se forma el ion hidronio H3O+, que es el ácido conjugado del agua.
