Propiedades y teorías de ácidos y bases

¿Para qué sirve esto?

En la cocina reconoces los ácidos sin saber química: el limón y el vinagre son agrios. Al lavarte las manos también reconoces una base, porque el jabón se siente resbaloso. Pero esas pistas solo sirven con alimentos que ya conoces. En un laboratorio nada se prueba ni se toca, y muchas sustancias ácidas o básicas no tienen olor ni color que las delate.

Por eso los químicos necesitan algo mejor que el sabor: una explicación de qué hace un ácido y qué hace una base cuando reaccionan. En esta lección vas a conocer tres explicaciones, las teorías de Arrhenius, de Brønsted–Lowry y de Lewis, y a compararlas: cada una alcanza para más sustancias que la anterior.

Antes de empezar recuerda que un ion es un átomo o un grupo de átomos con carga, y que una ecuación química balanceada tiene los mismos átomos de cada elemento a los dos lados.

Lo que se puede observar

Mucho antes de las teorías, los ácidos y las bases se reconocían por su comportamiento:

• Los ácidos tienen sabor agrio (el del limón), cambian a rojo el papel tornasol azul y reaccionan con algunos metales, como el zinc o el hierro, soltando burbujas de gas hidrógeno.
• Las bases tienen sabor amargo, se sienten jabonosas al tacto y cambian a azul el papel tornasol rojo.
• Juntos se neutralizan: si mezclas un ácido con una base en la cantidad justa, las propiedades de los dos desaparecen.
• En agua conducen la corriente eléctrica, porque sus partículas se separan en iones.

Las dos primeras pistas, el sabor y el tacto, son justamente las que nunca se usan con sustancias desconocidas: los ácidos y las bases fuertes queman la piel y los ojos. En el laboratorio se trabaja solo con el docente, con gafas, y se usan indicadores, que verás en la próxima lección.

La teoría de Arrhenius: lo que pasa en el agua

Svante Arrhenius explicó la última pista, la de la corriente eléctrica. Según él:

• un ácido es una sustancia que, al disolverse en agua, libera iones hidrógeno, $\mathrm{H^{+}}$;
• una base es una sustancia que, al disolverse en agua, libera iones hidróxido, $\mathrm{OH^{-}}$.

El ácido clorhídrico se separa así: HCl → H⁺ + Cl⁻. El hidróxido de sodio, así: NaOH → Na⁺ + OH⁻. Esa separación en iones se llama disociación. Una ecuación con iones se balancea dos veces: tiene que haber los mismos átomos de cada elemento a cada lado y la misma carga total. En HCl → H⁺ + Cl⁻ la carga de la izquierda es cero y la de la derecha también, porque un positivo y un negativo se cancelan.

Con esta teoría la neutralización se entiende muy bien: el H⁺ del ácido y el OH⁻ de la base se unen y forman agua, H⁺ + OH⁻ → H₂O.

Pero la teoría de Arrhenius tiene dos límites. Solo habla de lo que pasa en agua, y no explica sustancias como el amoníaco, NH₃: no tiene ningún OH en su fórmula y, sin embargo, su solución en agua se comporta como una base.

La teoría de Brønsted–Lowry: quién pasa el protón

Johannes Brønsted y Thomas Lowry, cada uno por su lado, propusieron mirar la reacción como un intercambio. El ion $\mathrm{H^{+}}$ es un átomo de hidrógeno que perdió su único electrón: es solo un protón. Entonces:

• un ácido es la especie que cede un protón;
• una base es la especie que acepta un protón.

Ahora el amoníaco tiene explicación. Cuando se disuelve, una molécula de agua le pasa un protón: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻. El NH₃ acepta el protón, así que es la base; el agua lo cede, así que en esta reacción actúa como ácido. Los iones OH⁻ que hacen básica la solución los puso el agua, no el amoníaco.

Fíjate en que el agua también puede aceptar un protón. Con el ácido clorhídrico ocurre HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻, y se forma el ion hidronio. Por eso, cuando escribimos H⁺ en una solución, en realidad ese protón viaja pegado a una molécula de agua.

La teoría de Lewis: el par de electrones

Gilbert Lewis miró un nivel más adentro: los electrones que forman los enlaces.

• un ácido es la especie que acepta un par de electrones;
• una base es la especie que cede un par de electrones.

Cuando el NH₃ recibe un protón, lo que hace en realidad es prestarle un par de electrones que el nitrógeno tenía libre: H⁺ + NH₃ → NH₄⁺. El protón, que no tiene electrones, acepta ese par. La ventaja de Lewis es que su idea sirve aunque no haya protones: el trifluoruro de boro, BF₃, no tiene hidrógeno, pero se une al amoníaco aceptando su par de electrones, BF₃ + NH₃ → F₃B–NH₃. Para Lewis, el BF₃ es un ácido.

Comparar las tres teorías

Cada teoría incluye a la anterior y la amplía:

• todo ácido de Arrhenius es también ácido de Brønsted–Lowry, porque libera un protón;
• toda base de Brønsted–Lowry es también base de Lewis, porque para aceptar un protón necesita un par de electrones libre;
• pero no al revés: el NH₃ no es base de Arrhenius, y el BF₃ no es ácido ni de Arrhenius ni de Brønsted–Lowry.

Ninguna teoría es «la verdadera». Se usa la más sencilla que alcance para la sustancia que estás estudiando: para el limón o el vinagre, en agua, basta con Arrhenius; para el jabón o el amoníaco, que no traen OH propios que liberar, hace falta Brønsted–Lowry. El jabón es básico porque su ion acepta un protón del agua y deja libre un OH⁻, igual que el NH₃.

En resumen

• Los ácidos son agrios, ponen rojo el tornasol azul y reaccionan con algunos metales; las bases son amargas, jabonosas y ponen azul el tornasol rojo. En el laboratorio nada se prueba ni se toca.

• Según Arrhenius, un ácido libera H⁺ en agua y una base libera OH⁻; una disociación se balancea en átomos y en carga.

• Según Brønsted–Lowry, un ácido cede un protón y una base lo acepta; así se explica que el NH₃ sea una base.

• Según Lewis, un ácido acepta un par de electrones y una base lo cede; así el BF₃, sin hidrógeno, es un ácido.

• Cada teoría incluye a la anterior y alcanza para más sustancias; se usa la más sencilla que sirva.

Vocabulario

Ion

Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica: positiva si perdió electrones, negativa si los ganó.

Ácido de Arrhenius

Sustancia que al disolverse en agua libera iones hidrógeno, H⁺.

Base de Arrhenius

Sustancia que al disolverse en agua libera iones hidróxido, OH⁻.

Ácido de Brønsted–Lowry

Especie que cede un protón (un ion H⁺) a otra.

Base de Brønsted–Lowry

Especie que acepta un protón de otra.

Ácido de Lewis

Especie que acepta un par de electrones para formar un enlace.

Base de Lewis

Especie que cede un par de electrones para formar un enlace.