Esta página describe las teorías de ácidos y bases de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis, y explica las relaciones entre ellas. También explica el concepto de un par conjugado: un ácido y su base conjugada, o una base y su ácido conjugado.
La teoría de Arrhenius de ácidos y bases
La teoría
- Los ácidos son sustancias que producen iones de hidrógeno en solución.
- Las bases son sustancias que producen iones de hidróxido en solución.
La neutralización ocurre porque los iones de hidrógeno y los iones de hidróxido reaccionan para producir agua.
Limitaciones de la teoría
El ácido clorhídrico es neutralizado por la solución de hidróxido de sodio y la solución de amoníaco. En ambos casos, obtienes una solución incolora que puedes cristalizar para obtener una sal blanca, ya sea cloruro de sodio o cloruro de amonio.
Estas son claramente reacciones muy similares. Las ecuaciones completas son:
En el caso del hidróxido de sodio, los iones de hidrógeno del ácido reaccionan con los iones de hidróxido del hidróxido de sodio, en línea con la teoría de Arrhenius.
Sin embargo, en el caso del amoniaco, ¡no parece haber ningún ion de hidróxido!
Pero si observa cuidadosamente las ecuaciones, el amoníaco está en solución: NH3 (aq). El amoníaco reacciona con agua así:
Esta es una reacción reversible, y en una solución típica de amoníaco diluido, aproximadamente el 99% del amoníaco permanece como moléculas de amoníaco. Sin embargo, hay iones de hidróxido y reaccionan con iones de hidrógeno exactamente de la misma manera que los iones de hidróxido de hidróxido de sodio.
De modo que puede justificar que el amoniaco es una base en la definición de Arrhenius: produce iones de hidróxido en solución. Pero la mayor parte de la reacción va a ser una reacción directa entre las moléculas de amoníaco y los iones de hidrógeno, lo que no se ajusta a la definición de Arrhenius.
Esta misma reacción también ocurre entre el gas amoníaco y el gas cloruro de hidrógeno.
En este caso, no hay iones de hidrógeno o iones de hidróxido en solución, porque no hay solución. La teoría de Arrhenius no consideraría esto como una reacción ácido-base, a pesar de que está produciendo el mismo producto que cuando las dos sustancias estaban en solución. ¡Eso es tonto!
La teoría de Bronsted-Lowry de ácidos y bases
La teoría
- Un ácido es un donador de protones (iones de hidrógeno).
- Una base es un aceptor de protones (iones de hidrógeno).
La relación entre la teoría de Bronsted-Lowry y la teoría de Arrhenius
La teoría de Bronsted-Lowry no va en contra de la teoría de Arrhenius de ninguna manera, simplemente se agrega.
Los iones hidróxido son todavía bases porque aceptan iones de hidrógeno de ácidos y forman agua.
Un ácido produce iones de hidrógeno en solución porque reacciona con las moléculas de agua dándoles un protón.
Cuando el gas de cloruro de hidrógeno se disuelve en agua para producir ácido clorhídrico, la molécula de cloruro de hidrógeno da un protón (un ion de hidrógeno) a una molécula de agua. Un enlace coordinado (dativo covalente) se forma entre uno de los pares solitarios en el oxígeno y el hidrógeno del HCl. Se producen iones hidroxonio, H3O +.
Nota: Si no está seguro acerca de la vinculación coordinada, debe seguir este enlace. Los enlaces coordinados se mencionarán varias veces a lo largo del resto de esta página.
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Cuando un ácido en solución reacciona con una base, lo que en realidad funciona como el ácido es el ion hidroxonio. Por ejemplo, un protón se transfiere desde un ion hidroxonio a un ion hidróxido para producir agua.
Showing the electrons, but leaving out the inner ones:
Es importante darse cuenta de que cada vez que hablas de iones de hidrógeno en solución, H + (aq), de lo que estás hablando en realidad son iones hidroxonio.
El problema del cloruro de hidrógeno / amoníaco
Esto ya no es un problema usando la teoría de Bronsted-Lowry. Ya sea que esté hablando de la reacción en solución o en estado de gas, el amoníaco es una base porque acepta un protón (un ion de hidrógeno). El hidrógeno se une al par solitario en el nitrógeno del amoníaco a través de un enlace coordinado.
Si está en solución, el amoníaco acepta un protón de un ion hidroxonio:
Si la reacción ocurre en estado de gas, el amoníaco acepta un protón directamente del cloruro de hidrógeno:
De cualquier manera, el amoníaco actúa como una base al aceptar un ion de hidrógeno de un ácido.
Pares conjugados
Cuando el cloruro de hidrógeno se disuelve en el agua, casi el 100% de él reacciona con el agua para producir iones hidroxonio e iones cloruro. El cloruro de hidrógeno es un ácido fuerte, y tendemos a escribir esto como una reacción unidireccional:
Nota: estoy omitiendo deliberadamente los símbolos de estado de esta y la siguiente ecuación para concentrarme en los bits que importan.
Encontrará más información sobre ácidos fuertes y débiles en otra página de esta sección.
De hecho, la reacción entre el HCl y el agua es reversible, pero solo en un grado menor. Para generalizar, considere un HA ácido y piense que la reacción es reversible.
Pensando en la reacción hacia adelante:
-
El HA es un ácido porque dona un protón (ion de hidrógeno) al agua.
-
El agua es una base porque acepta un protón del HA.
Pero también hay una reacción inversa entre el ion hidroxonio y el ion A:
-
El H3O + es un ácido porque está donando un protón (ion de hidrógeno) al ion A.
-
El ion A es una base porque acepta un protón del H3O +.
La reacción reversible contiene dos ácidos y dos bases. Pensamos en ellos por parejas, llamados pares conjugados.
Cuando el ácido, HA, pierde un protón, forma una base, A-. Cuando la base, A-, acepta un protón nuevamente, obviamente refunde el ácido, HA. Estos dos son un par conjugado.
Los miembros de un par conjugado se diferencian entre sí por la presencia o ausencia del ion de hidrógeno transferible.
Si está pensando en HA como el ácido, entonces A- es su base conjugada.
Si estás pensando en A- como la base, entonces HA es su ácido conjugado.
El agua y el ion hidroxonio también son un par conjugado. Pensando en el agua como base, el ion hidroxonio es su ácido conjugado porque tiene el ion de hidrógeno extra que puede liberar nuevamente.
Al pensar en el ion hidroxonio como un ácido, el agua es su base conjugada. El agua puede aceptar un ion de hidrógeno nuevamente para reformar el ion hidroxonio.
Un segundo ejemplo de pares conjugados
Esta es la reacción entre el amoníaco y el agua que vimos antes:
Piensa primero en la reacción directa. El amoníaco es una base porque acepta iones de hidrógeno del agua. El ion amonio es su ácido conjugado: puede liberar ese ion hidrógeno nuevamente para reformar el amoniaco.
El agua actúa como un ácido y su base conjugada es el ion hidróxido. El ion hidróxido puede aceptar un ion de hidrógeno para reformar el agua.
Mirándolo desde el otro lado, el ion amonio es un ácido, y el amoníaco es su base conjugada. El ion hidróxido es una base y el agua es su ácido conjugado.
Sustancias anfóteras
Posiblemente haya notado (¡aunque probablemente no!) Que en uno de los dos últimos ejemplos, el agua estaba actuando como base, mientras que en el otro actuaba como un ácido.
Una sustancia que puede actuar como un ácido o una base se describe como anfótera.
Nota: También puede encontrar el término amphiprotic en este contexto. Las dos palabras están relacionadas y se confunden fácilmente.
Una sustancia anfiprótica es una que puede donar iones de hidrógeno (protones) y también aceptarlos. El agua es un buen ejemplo de tal compuesto. El agua actúa como un ácido (donante de iones de hidrógeno) y como una base (al aceptarlos). La parte “prótica” de la palabra se refiere a los iones de hidrógeno (protones) ya sean donados o aceptados. Otros ejemplos de compuestos anfipróticos son aminoácidos, e iones como HSO4- (que pueden perder un ion de hidrógeno para formar iones sulfato o aceptar uno para formar ácido sulfúrico).
Pero además de ser anfiprótico, estos compuestos también son anfóteros. Amphoteric significa que tienen reacciones como ácidos y bases. Entonces, ¿cuál es la diferencia entre los dos términos?
Todas las sustancias anfipróticas también son anfóteras, pero lo contrario no es cierto. Existen sustancias anfóteras que no donan ni aceptan iones de hidrógeno cuando actúan como ácidos o bases. Existe una definición completamente nueva de comportamiento ácido-base que está por cumplir (la teoría de Lewis) que no necesariamente involucra a los iones de hidrógeno.
Un ácido de Lewis es un aceptor de pares de electrones; una base de Lewis es un donador de pares de electrones (ver a continuación).
Algunos óxidos de metales (como el óxido de aluminio) son anfóteros, reaccionan tanto como ácidos como bases. Por ejemplo, reaccionan como bases porque los iones de óxido aceptan iones de hidrógeno para producir agua. Eso no es un problema en lo que respecta a la definición de anfiprótico, pero sí la reacción como un ácido. ¡El óxido de aluminio no contiene iones de hidrógeno para donar! Pero el óxido de aluminio reacciona con bases como la solución de hidróxido de sodio para formar iones de aluminato complejos.
Puede pensar en pares solitarios en iones de hidróxido como formadores de enlaces covalentes (coordinados) dativos con orbitales vacíos en los iones de aluminio. Los iones de aluminio aceptan pares solitarios (que actúan como un ácido de Lewis). Por lo tanto, el óxido de aluminio puede actuar como un ácido y una base, y por eso es anfótero. Pero no es anfiprótico porque tanto la reacción ácida como la reacción base no implican iones de hidrógeno.
He pasado más de 40 años enseñando (en el laboratorio, a través de libros e Internet) ¡sin usar el término anfiprótico una sola vez! Simplemente no veo el sentido. El término anfótero abarca todos los casos de sustancias que funcionan como ácidos y bases sin excepción. El término anfiprótico solo puede usarse cuando ambas funciones implican la transferencia de iones de hidrógeno; en otras palabras, solo puede usarse si se limita a hablar de la teoría de Bronsted-Lowry. Personalmente, me quedaría con el término más antiguo, más útil, “anfótero”, a menos que tu plan de estudios exija que uses la palabra “anfiprótico”.
La teoría de Lewis de ácidos y bases
Esta teoría se extiende más allá de las cosas que normalmente consideramos como ácidos y bases.
La teoría
-
Un ácido es un aceptor de pares de electrones.
-
Una base es un donador de pares de electrones.
La relación entre la teoría de Lewis y la teoría de Bronsted-Lowry
Bases de Lewis
Es más fácil ver la relación al observar exactamente qué hacen las bases de Bronsted-Lowry cuando aceptan iones de hidrógeno. Tres bases de Bronsted-Lowry que hemos analizado son iones de hidróxido, amoníaco y agua, y son típicas del resto.
La teoría de Bronsted-Lowry dice que están actuando como bases porque se combinan con iones de hidrógeno. La razón por la que se combinan con iones de hidrógeno es que tienen pares de electrones solitarios, que es lo que dice la teoría de Lewis. Los dos son completamente consistentes.
Entonces, ¿cómo se extiende esto el concepto de una base? Por el momento no lo hace, solo lo mira desde un ángulo diferente.
Pero, ¿qué ocurre con otras reacciones similares de amoníaco o agua, por ejemplo? Según la teoría de Lewis, cualquier reacción en la que el amoníaco o el agua utilizaran sus pares de electrones solitarios para formar un enlace coordinado se contaría como si actuaran como base.
Aquí hay una reacción de la que hablará en la página sobre el vínculo coordinado. El amoníaco reacciona con BF3 al usar su par solitario para formar un enlace coordinado con el orbital vacío del boro.
En lo que respecta al amoniaco, se comporta exactamente igual que cuando reacciona con un ion de hidrógeno: está utilizando su par solitario para formar un enlace coordinado. Si va a describirlo como una base en un caso, tiene sentido describirlo como uno en el otro caso también.
Nota: Si aún no ha leído la página sobre la vinculación coordinada, debe hacerlo ahora. Encontrará un ejemplo importante de agua que actúa como base de Lewis, así como este ejemplo, aunque el término base de Lewis no se usa en esa página.
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Ácidos de Lewis
Los ácidos de Lewis son aceptores de pares de electrones. En el ejemplo anterior, el BF3 actúa como el ácido de Lewis al aceptar el par solitario del nitrógeno. En la teoría de Bronsted-Lowry, el BF3 no tiene nada remotamente ácido al respecto.
Esta es una extensión del término ácido mucho más allá de cualquier uso común.
¿Qué pasa con las reacciones más obviamente ácido-base, como, por ejemplo, la reacción entre el amoníaco y el gas cloruro de hidrógeno?
¿Qué es exactamente lo que está aceptando el par solitario de electrones en el nitrógeno? Los libros de texto a menudo escriben esto como si el amoníaco donara su par solitario a un ion de hidrógeno, un protón simple sin electrones a su alrededor.
Eso es engañoso! Usualmente no se obtienen iones de hidrógeno libres en los sistemas químicos. Son tan reactivos que siempre están apegados a otra cosa. No hay iones de hidrógeno sin combinar en HCl.
No hay un orbital vacío en ninguna parte del HCl que pueda aceptar un par de electrones. ¿Por qué, entonces, es el HCl un ácido de Lewis?
El cloro es más electronegativo que el hidrógeno, y eso significa que el cloruro de hidrógeno será una molécula polar. Los electrones en el enlace hidrógeno-cloro serán atraídos hacia el extremo del cloro, dejando el hidrógeno ligeramente positivo y el cloro ligeramente negativo.
Nota: Si no está seguro acerca de la electronegatividad y la polaridad de enlace, puede ser útil seguir este enlace.Use el botón ATRÁS en su navegador para regresar rápidamente a esta página.
El par solitario en el nitrógeno de una molécula de amoníaco se ve atraído por el átomo de hidrógeno ligeramente positivo en el HCl. A medida que se acerca, los electrones en el enlace hidrógeno-cloro se repelen aún más hacia el cloro.
Eventualmente, se forma una unión coordinada entre el nitrógeno y el hidrógeno, y el cloro se desprende como un ion cloruro.
Esto se muestra mejor utilizando la notación de “flecha rizada” comúnmente utilizada en los mecanismos de reacción orgánicos.
Nota: Si no está contento con el uso de flechas rizadas para mostrar los movimientos de los pares de electrones, debe seguir este enlace.Use el botón ATRÁS en su navegador para regresar rápidamente a esta página.
La molécula de HCl completa está actuando como un ácido de Lewis. Está aceptando un par de electrones del amoníaco, y en el proceso se rompe. Los ácidos de Lewis no necesariamente tienen que tener un orbital vacío existente.
Un comentario final sobre ácidos y bases de Lewis
Si eres un estudiante de nivel A ‘UK, es posible que de vez en cuando encuentres los términos ácido de Lewis y base de Lewis en libros de texto u otras fuentes. Todo lo que necesitas recordar es:
-
Un ácido de Lewis es un aceptor de pares de electrones.
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Una base de Lewis es un donador de pares de electrones.
Nota: Recuerda esto al pensar que el amoníaco actúa como base. La mayoría de la gente en este nivel está familiarizada con el par reactivo solitario del nitrógeno que acepta iones de hidrógeno. El amoníaco es básico debido a su par solitario. Eso significa que las bases deben tener pares solitarios para donar. Los ácidos son lo opuesto.
Para todos los propósitos generales, siga con la teoría de Bronsted-Lowry.