Ácidos y bases
Lo que vas a aprender
- Clasificar una sustancia como ácido o base según Arrhenius y según Brønsted–Lowry.
- Identificar los dos pares ácido–base conjugados de una reacción de transferencia de protones.
- Calcular los moles de H⁺ o de OH⁻ que libera un ácido o una base fuerte.
- Distinguir entre un ácido fuerte y un ácido concentrado.
Para qué
¿Para qué sirve esto?
El jugo de limón y el vinagre son ácidos; el jabón de barra y el bicarbonato disuelto son básicos. Lo notas en la cocina sin hacer ninguna cuenta: lo ácido tiene un sabor agrio y lo básico se siente resbaloso en los dedos. Pero un químico no puede probar ni tocar lo que tiene en el laboratorio, y además necesita saber cuánto ácido hay y qué tan fácil entrega su carácter ácido.
En esta lección vas a aprender dos maneras de decir qué es un ácido y qué es una base, a reconocer las parejas que forman en una reacción y a distinguir dos ideas que se confunden todo el tiempo: que un ácido sea fuerte y que esté concentrado.
Antes de empezar recuerda qué es un ion (un átomo o grupo de átomos con carga) y cómo se comprueba que una ecuación química está balanceada.
Explicación
La idea de Arrhenius
A finales del siglo XIX, Svante Arrhenius propuso una definición basada en lo que pasa cuando una sustancia se disuelve en agua:
- un ácido es una sustancia que en agua produce iones hidrógeno, $\mathrm{H^{+}}$;
- una base es una sustancia que en agua produce iones hidróxido, $\mathrm{OH^{-}}$.
El ácido clorhídrico es un ácido de Arrhenius porque en agua se separa así: $\mathrm{HCl} \rightarrow \mathrm{H^{+}} + \mathrm{Cl^{-}}$. El hidróxido de sodio es una base de Arrhenius: $\mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{Na^{+}} + \mathrm{OH^{-}}$.
Con esta idea se entiende la neutralización: el $\mathrm{H^{+}}$ del ácido y el $\mathrm{OH^{-}}$ de la base se unen para formar agua, y los otros iones quedan formando una sal. Por ejemplo, HCl + NaOH → NaCl + H₂O.
La definición de Arrhenius funciona muy bien con los ácidos y los hidróxidos de siempre, pero se queda corta. El amoníaco, NH₃, no tiene ningún grupo OH y, sin embargo, su solución en agua es básica. Para explicarlo hace falta una idea más amplia.
La idea de Brønsted y Lowry
Años después, Johannes Brønsted y Thomas Lowry, cada uno por su lado, propusieron mirar la reacción como un intercambio de protones. Un 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.
Mira lo que pasa cuando el amoníaco se disuelve en agua:
$$\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^{+} + OH^{-}}$$
Una molécula de agua le pasa un protón al amoníaco. El NH₃ lo acepta, así que es la base; el agua lo cede, así que actúa como ácido. De ahí salen los iones $\mathrm{OH^{-}}$ que hacen básica la solución, aunque el amoníaco no los traía.
En esta definición, la reacción también puede ir hacia atrás (por eso la doble flecha): el ion amonio puede devolver el protón y el ion hidróxido puede recibirlo. Por eso cada ácido tiene su base conjugada y cada base su ácido conjugado.
Los pares conjugados
Un par conjugado es un ácido y la especie que queda cuando ese ácido pierde su protón. Las dos fórmulas se diferencian en un solo $\mathrm{H^{+}}$ y, por eso, la carga cambia en una unidad. En la reacción del amoníaco hay dos pares:
- $\mathrm{NH_4^{+}}$ (ácido) y $\mathrm{NH_3}$ (su base conjugada);
- $\mathrm{H_2O}$ (ácido) y $\mathrm{OH^{-}}$ (su base conjugada).
Fíjate en el agua: con el amoníaco cede un protón, pero con el ácido clorhídrico lo acepta y se convierte en ion hidronio, $\mathrm{HCl} + \mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{H_3O^{+}} + \mathrm{Cl^{-}}$. Una especie que puede comportarse como ácido o como base, según con quién reaccione, se llama anfótera. Cuando escribimos $\mathrm{H^{+}}$ en una solución, en realidad ese protón está unido al agua como $\mathrm{H_3O^{+}}$; las dos escrituras se usan para lo mismo.
Fuerte no es lo mismo que concentrado
Un ácido fuerte es el que en agua se ioniza por completo: casi todas sus moléculas ceden su protón. El HCl, el HNO₃ y el H₂SO₄ (en su primer protón) son ácidos fuertes. Un ácido débil se ioniza solo en parte: la mayoría de sus moléculas siguen enteras y solo unas pocas ceden su protón. El ácido acético del vinagre, CH₃COOH, es débil:
$$\mathrm{CH_3COOH + H_2O \rightleftharpoons CH_3COO^{-} + H_3O^{+}}$$
Con las bases pasa lo mismo: el NaOH y el KOH son bases fuertes porque se disocian por completo; el amoníaco es una base débil.
La fuerza dice qué fracción de las moléculas se ioniza. La concentración dice cuánto ácido se disolvió en cada litro. Son dos cosas independientes: puedes tener un ácido fuerte muy diluido o un ácido débil muy concentrado. Al diluir HCl con agua, la solución tiene menos ácido por litro, pero el HCl sigue siendo fuerte: lo poco que hay sigue ionizado por completo.
Un detalle de las fórmulas: el ácido acético tiene cuatro hidrógenos, pero solo uno, el del grupo –COOH, es el que cede. Contar los H de una fórmula no dice cuántos protones entrega el ácido.
Ejemplo resuelto
Los pares conjugados del amoníaco en agua
En la reacción NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻, identifica el ácido, la base y los dos pares conjugados.
Ver la solución paso a paso
Primero comprobamos que la ecuación está balanceada: los mismos átomos y la misma carga a los dos lados.
$$\mathrm{NH_{3} + H_{2}O ⇌ NH_{4}⁺ + OH⁻}$$
El ion amonio, NH₄⁺, tiene 4 hidrógenos, uno más que los 3 del amoníaco. El NH₃ ganó un protón: es la base, y el NH₄⁺ es su ácido conjugado.
$$4 = \text{átomos de H en }\mathrm{NH_{3}} + 1$$
El ion hidróxido, OH⁻, tiene 1 hidrógeno, uno menos que los 2 del agua. El H₂O perdió un protón: actúa como ácido, y el OH⁻ es su base conjugada.
$$1 = \text{átomos de H en }\mathrm{H_{2}O} - 1$$
Conclusión: el agua es el ácido y el amoníaco la base. Los pares son NH₄⁺/NH₃ y H₂O/OH⁻; en cada par, el ácido es el que tiene el protón de más.
Respuesta: Ácido, H₂O; base, NH₃. Pares conjugados: NH₄⁺/NH₃ y H₂O/OH⁻ (cada par se diferencia en un H⁺).
Ejemplo resuelto
Los iones que libera una base fuerte
El hidróxido de calcio, Ca(OH)₂, es una base fuerte. ¿Cuántos moles de OH⁻ y cuántos de Ca²⁺ quedan en la solución al disolver por completo 0,2 mol de Ca(OH)₂?
Ver la solución paso a paso
Una base fuerte se disocia por completo. El subíndice 2 de (OH)₂ dice que cada unidad da 2 iones OH⁻ (en la cuenta los contamos por sus oxígenos, uno en cada OH):
$$\text{átomos de O en }\mathrm{Ca(OH)_{2}} = 2$$
Multiplicamos los moles de base por los OH⁻ que da cada unidad:
$$0{,}2 \cdot \text{átomos de O en }\mathrm{Ca(OH)_{2}}$$
Quedan $0{,}4$ mol de OH⁻.
Cada unidad tiene un solo calcio, así que los moles de Ca²⁺ son los mismos de la base:
$$0{,}2 \cdot \text{átomos de Ca en }\mathrm{Ca(OH)_{2}}$$
Quedan $0{,}2$ mol de Ca²⁺.
Respuesta: Quedan 0,4 mol de OH⁻ y 0,2 mol de Ca²⁺.
Ejemplo resuelto
Un ácido fuerte y uno débil con la misma concentración
Tienes dos soluciones de 1 L, cada una con 0,1 mol de ácido: una de HCl y otra de ácido acético. Supón (dato inventado para la cuenta) que en la de ácido acético solo 1 de cada 100 moléculas cede su protón. ¿Cuántos moles de H⁺ hay en cada solución?
Ver la solución paso a paso
El HCl es fuerte: se ioniza por completo, y cada molécula da un H⁺.
$$0{,}1 \cdot 1$$
En la de HCl hay $0{,}1$ mol de H⁺.
En la de ácido acético solo se ioniza 1 de cada 100 moléculas:
$$\frac{0{,}1 \cdot 1}{100}$$
Hay $0{,}001$ mol de H⁺.
Las dos soluciones tienen la misma cantidad de ácido, pero la de HCl tiene cien veces más H⁺:
$$\frac{0{,}1}{0{,}001} = 100$$
Y una solución de HCl cien veces más diluida, con 0,001 mol en 1 L, tendría tantos H⁺ como la de acético: un ácido fuerte diluido puede igualar a uno débil concentrado.
$$0{,}001 \cdot 1 = \frac{0{,}1 \cdot 1}{100}$$
Respuesta: En la de HCl hay 0,1 mol de H⁺ y en la de ácido acético 0,001 mol de H⁺.
Cómo reconocerlos en una fórmula
Unas pistas que sirven casi siempre en el bachillerato:
- Los ácidos que vas a usar se escriben con el H adelante: HCl, HNO₃, H₂SO₄. Los ácidos orgánicos son la excepción, porque llevan el H ácido al final, en el grupo –COOH, como el CH₃COOH.
- Los hidróxidos de los metales (NaOH, KOH, Ca(OH)₂) son bases de Arrhenius.
- El amoníaco y las sustancias parecidas a él son bases de Brønsted–Lowry: no traen $\mathrm{OH^{-}}$, pero aceptan un protón del agua.
- Que una fórmula tenga hidrógenos no la vuelve ácida (el NH₃ tiene tres y es base), y que termine en OH tampoco la vuelve básica (el CH₃COOH es ácido).
Práctica
El hidróxido de bario, Ba(OH)₂, es una base fuerte. ¿Cuántos moles de OH⁻ libera al disolverse por completo 0,3 mol de Ba(OH)₂?
Cada unidad de Ba(OH)₂ tiene dos grupos OH y, como la base es fuerte, se disocia por completo: 0,3 · 2 = 0,6 mol de OH⁻.
Una solución contiene 0,25 mol de HCl, que es un ácido fuerte. ¿Cuántos moles de H⁺ hay en ella?
Un ácido fuerte se ioniza por completo y cada HCl da un H⁺: 0,25 mol de HCl dan 0,25 mol de H⁺.
¿Cuántos átomos de hidrógeno tiene la base conjugada del H₂SO₄?
La base conjugada es lo que queda cuando el ácido cede un protón: H₂SO₄ pierde un H⁺ y queda HSO₄⁻, con un solo hidrógeno.
¿Cuántos átomos de hidrógeno tiene el ácido conjugado del H₂O?
El ácido conjugado de una base tiene un protón más: el H₂O gana un H⁺ y se vuelve H₃O⁺, el ion hidronio, con tres hidrógenos.
¿Verdadero o falso? El HNO₃ y el NO₃⁻ se diferencian en un solo átomo de hidrógeno, así que forman un par ácido–base conjugado.
El ácido nítrico cede su único protón y queda el ion nitrato. Se diferencian en un H⁺: son un par conjugado, con el HNO₃ como ácido.
¿Verdadero o falso? La neutralización $\mathrm{HNO_{3} + KOH \rightarrow KNO_{3} + H_{2}O}$ está balanceada.
A cada lado hay un K, un N, dos H y cuatro O. El H⁺ del ácido y el OH⁻ de la base forman el agua, y quedan K⁺ y NO₃⁻, la sal.
¿Verdadero o falso? La ecuación $\mathrm{H_{2}SO_{4} + NaOH \rightarrow Na_{2}SO_{4} + H_{2}O}$ está balanceada.
El H₂SO₄ entrega dos H⁺, así que hacen falta dos NaOH y se forman dos aguas: H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O.
Al neutralizarse por completo con una base, cada H₂SO₄ entrega sus dos hidrógenos. ¿Cuántos moles de H⁺ entregan 0,2 mol de H₂SO₄?
Cada mol de H₂SO₄ tiene dos moles de H: 0,2 · 2 = 0,4 mol de H⁺.
La fórmula molecular del ácido acético es C₂H₄O₂. ¿Cuántos átomos de hidrógeno tiene cada molécula?
Tiene cuatro hidrógenos, pero solo uno, el del grupo –COOH, es ácido: los otros tres están unidos al carbono y no se ceden. El número de H no dice cuántos protones entrega un ácido.
Una solución de 1 L tiene 0,5 mol de un ácido débil y, en ella, solo 1 de cada 100 moléculas cede su protón (dato inventado). ¿Cuántos moles de H⁺ hay?
Solo se ioniza la centésima parte: 0,5 · 1/100 = 0,005 mol de H⁺. El resto del ácido sigue entero en la solución.
En la reacción CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺, ¿qué papel cumple el agua según Brønsted–Lowry?
El agua recibe el H⁺ y se convierte en H₃O⁺. Con el amoníaco hacía lo contrario: el agua es anfótera. La base conjugada del ácido acético es el CH₃COO⁻.
Se diluye una solución de HCl agregándole mucha agua. ¿Cuál afirmación es correcta?
La fuerza es una propiedad del ácido (qué fracción se ioniza) y no cambia al diluir. Lo que baja es la concentración: hay menos HCl en cada litro y, por eso, menos H⁺ por litro.
Reto
¿Ácido o base?
Lleva cada sustancia a su canasta según Arrhenius o Brønsted–Lowry. En los hidróxidos, quien acepta el protón es el ion OH⁻ que liberan. Cuidado: tener hidrógenos o terminar en OH no basta para decidir.
Reto
Une cada ácido con su base conjugada.
La base conjugada es lo que queda cuando el ácido cede un protón: un H menos y una carga negativa más.
Reto
Cuenta los protones.
Una base fuerte da tantos OH⁻ como grupos OH tiene su fórmula; un par conjugado se diferencia en un H.
Cierre
En resumen
Según Arrhenius, un ácido produce H⁺ en agua y una base produce OH⁻; al neutralizarse forman sal y agua.
Según Brønsted–Lowry, un ácido cede un protón y una base lo acepta; así se explica que el NH₃ sea una base.
Un ácido y su base conjugada se diferencian en un solo H⁺; en cada reacción de transferencia de protones hay dos pares conjugados.
El agua es anfótera, porque puede ceder o aceptar un protón según con quién reaccione.
Fuerte quiere decir que se ioniza por completo; concentrado quiere decir que hay mucho por litro. Son ideas distintas.
Vocabulario
- Ácido de Arrhenius
Sustancia que al disolverse en agua aumenta la cantidad de iones H⁺ de la solución.
- Base de Arrhenius
Sustancia que al disolverse en agua aumenta la cantidad de iones OH⁻ de la solución.
- Ácido de Brønsted–Lowry
Especie que cede un protón (un ion H⁺) a otra especie.
- Base de Brønsted–Lowry
Especie que acepta un protón de otra especie.
- Par conjugado
Un ácido y la base que queda cuando ese ácido pierde un protón; las dos fórmulas se diferencian en un solo H⁺.
- Ácido fuerte
Ácido que en agua se ioniza por completo: prácticamente todas sus moléculas ceden su protón.
- Ácido débil
Ácido que en agua se ioniza solo en parte: la mayoría de sus moléculas siguen enteras.
Guía para el docente
Tiempos
- Inicio · 5 min — Pregunte qué tienen en común el limón y el vinagre, y el jabón y el bicarbonato, sin dar todavía las definiciones.
- Explicación · 15 min — Arrhenius con HCl y NaOH; Brønsted–Lowry con el amoníaco; el primer ejemplo en el tablero, marcando con flechas quién cede el protón.
- Práctica · 20 min — Preguntas en parejas; las canastas y el dominó se pueden proyectar y resolver en grupo.
- Cierre · 5 min — Cada estudiante escribe una frase que distinga ácido fuerte de ácido concentrado.
Preguntas para el salón
- ¿Por qué el amoníaco es una base si no tiene OH en su fórmula?
- Si diluyo un ácido fuerte, ¿se vuelve débil? ¿Qué cambia y qué no?
- ¿Puede una misma sustancia ser ácido en una reacción y base en otra? Den un ejemplo.
Errores típicos
- Creer que toda fórmula con H es un ácido. Ponga NH₃ y CH₄ al lado de HCl y pregunte cuál cede un protón al agua.
- Confundir ácido fuerte con ácido concentrado. Use el tercer ejemplo: misma cantidad de ácido, distinta cantidad de H⁺; y luego un HCl diluido con los mismos H⁺ que el acético.
- Escribir la base conjugada quitando un H pero sin cambiar la carga. Insista en que se quita un protón, H⁺: la carga baja en una unidad (del HCl queda Cl⁻; del NH₄⁺ queda NH₃).
Tarea sugerida
Escribir la reacción del HNO₃ con el agua y la del ion carbonato (CO₃²⁻) con el agua, señalar en cada una el ácido, la base y los dos pares conjugados, y explicar por qué el agua cumple papeles distintos.