Acidos y Bases

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Primeras ideas 
Teoría de Arrhenius 
de ácidos y bases 
Acidos y Bases 
En 1663, Robert Boyle fue el primero en advertir que cier­
ta clase de compuestos químicos tenía propiedades semejantes 
diferentes a las de otros compuestos. Estas sustancias se deno­
minaron ácidos y entre su propiedades destacan las siguientes: 
(a) Sabor acre
(b) Capacidad para cambiar el color de los colorantes vegeta­
les (indicadores)
( c) Gran capacidad disolvente
( d) Tendencia ( de algunos) a reaccionar con ciertos metales
con desprendimiento de hidrógeno.
Los otros compuestos químicos, llamados álcalis, se distin­
guieron por su capacidad de producir "tacto jabonoso" en agua, 
de afectar a los colorantes vegetales, pero sobre todo de neutra­
lizar a los ácidos y producir una sal y agua. Muy pronto se 
descubrió que otras sustancias compartían la última propiedad 
con los álcalis -los óxidos e hidróxidos de los metales insolu­
bles en agua- y Rouelle en 1754, introdujo el término base 
para vincular a todos aquellos compuestos que al reaccionar con 
los ácidos formaran únicamente una sal y agua. 
En 1884, Arrhenius sugirió que las sustancias que contu­
vieran hidrógeno y produjeran iones hidrógeno en solución 
acuosa fueran ácidos; de modo semejante, las bases fueron sus­
tancias que producían iones hidrógeno cuando se disolvían en 
agua. Ahora se sabe que en solución el ion hidrógeno está hi­
dratado como ion hidroxonio, HsO+, y sin duda, algunos traba­
jos recientes sugieren que la hidratación puede ser mayor y 
producir iones H+(H20), o H90,+. En este libro los iones hidró­
geno en solución se representarán como HsO+. 
La ionización en agua del cloruro de hidrógeno y del ácido 
nítrico, ambos compuestos covalentes, puede representarse, por 
tanto, 
HCI + H20 - H30+ + CI­
HN03 + H20 - H30+ + N03-
c1o■ tone■ cloruro y nitrato, con certeza estm hidratado■) 
La disociación de una base en solución acuosa sigue un cami­
no similar y, aunque tiene lugar la hidratación del catión y del 
anión, es más sencillo representarlos como iones. Así, la diso­
ciación de los hidróxidos de sodio y potasio, los cuales existen 
Teoría de Br�nsted-Lowry 
para ácidos y bases
en forma de iones en el estado sólido ( compuestos electrova­
lentes), puede representarse como: 
K+OH- + agua- K+ + OH­
Na+OH- + agua - Na+ + OH-
La neutralización de un ácido con una base, por ejemplo, 
la reacción entre ácido clorhídrico e hidróxido de sodio en so­
lución ácuosa, puede representarse: 
H30+ + Cl- + Na+ + OH-- 2H20 + CJ- + Na+ 
o, como los iones cloruro y sodio se encuentran en ambos miem­
bros de la ecuación, más sencillamente como: 
HaO+ + OH-- 2H20 
El concepto de Arrhenius de ácidos y bases permite de esta 
manera expresar el proceso de neutralización mediante una 
ecuación simple. Además, esto permite predecir que la interac­
ción entre los ácidos y las bases diluidos, esto es, aquellos que 
están completamente disociados en solución, deben desprender 
una cantidad constante de calor. Esta predicción se apoya en 
la práctica cuando se comprueba que un equivalente gramo de 
cualquier ácido fuerte neutraliza un equivalente gramo de una 
base fuerte en solución diluida con un desprendimiento de 
57.3 kJ, 
La teoría de Arrhenius de las reacciones ácido-base sólo se 
aplica a aquellas que tienen lugar en agua. La mayoría de las 
reacciones que ocurren en otros disolventes son de naturaleza 
semejante y· es lógico ampliar esta teoría simple para involu­
crar hasta donde es posible un campo tan amplio de reacciones 
análogas. Con la teoría de Br¡fosted-Lowry se logra esto. 
Antes de discutir la teoría, vale la pena considerar qué parte 
del disolvente interviene en la formación de iones hidrógeno 
solvatados. Los experimentos demuestran que una solución de 
cloruro de hidrógeno en tolueno no conduce la corriente eléc­
trica -se supone que no existen iones- ni afecta a un papel 
indicador; pero si se introduce un poco de agua, de inmediato 
fluye la corriente y -el papel tornasol cambia a rojo. Una expli­
cación de estos resultados reside en la diferente naturaleza del 
tolueno y del agua; así, mientras que el tolueno es no polar, 
el agua está extremadamente polarizada. Se considera que las 
moléculas de agua interactúan con el cloruro de hidrógeno sus­
trayéndole un protón según el siguiente esquema: 
½o+ 
H H 
\,¡_ o+ ,¡_ "'+ 
ü": + H-Cl- H-0: + Ci-
to+/· / 
H H 
Otros disolventes polares pueden producir iones hidrógeno so1-
vatados mediante un tipo de reacción idéntico. 
La teoría de Brjánsted-Lowry parte de la definición de que 
"un ácido es una sustancia iónica o molecular que puede ceder 
protones", esto es, un donador de protones; en consecuencia, 
"una base es una sustancia iónica o molecular que puede acep­
tar protones, esto es, un receptor de protones", Considérese la 
jnteracción de ácido acético y agua donde se sabe que se esta­
blece un equilibrio: 
CH3COOH + H20 � CHaCOO- + HaO+
Acido (1) Base (2) Base (1) Aéido (2) 
El ácido acético es un donador de protones ( ácido ( 1 ) ) y el 
agua, el receptor de un protón, por tanto, una base (base ( 2)); 
pero los iones hidroxonio también son donadores de protones 
( ácido ( 2) ) , el receptor de protones en este caso es el ion 
acetato (base ( 1) ). Ejemplos de este tipo, Acido ( 1 )/Base 
(1) y acido (2)/Base (2) constituyen lo que se conoce como
pares conjugados ácido-base; el ácido acético y los iones acetato
integran un par conjugado ácido-base y los iones hidroxonio
y el agua otro. Como en esta teoría los iones acetato y el agua
son bases, el grado en que éstas compiten por los protones
determina la amplitud del equilibrio; se sabe que el equilibrio
está desplazado a la izquierda, de manera que los iones ace­
tato son una base más fuerte que el agua, esto es, los iones
acetato son mejores receptores de protones.
En el sistema cloruro de hidrógeno-agua, el equilibrio está 
desplazado a la derecha, de modo que, con el mismo argumento, 
el agua es más básica que los iones cloruro: 
HCI + H20 � CI- + HaO+ 
Acido (1) Bue (2)Base (1) Acido (2) 
En este ejemplo, el cloruro de hidrógeno y los iones cloruro 
constituyen un par conjugado ácido-base, el otro está formado 
por los iones hidroxonio y el agua. 
Hasta ahora se han discutido ejemplos en los que interviene 
el agua, pero esta teoría se extiende lógicamente a reacciones 
ácido-base en disolventes no acuosos. Cuando se disuelve cloru­
ro de hidrógeno en ácido acético puro se establece un equilibrio 
donde existe una cantidad apreciable . de cloruro de hidrógeno 
sin ionizar: 
HCI + CH3COOH � CJ- + CHaCOOH2+ 
Acido (1) Base (2) Base (1) Acido (2) 
En consecuencia, el cloruro de hidrógeno no es un ácido tan 
fuerte en ácido acético puro debido a que el último no es 
tan buen receptor de protones como el agua, esto es, el ácido 
acético compite con menos efectividad con los iones cloruro 
por los protones que el agua. En efecto, los ácidos que en agua 
exhiben una fuerza igual, pueden diferenciarse mediante áci­
dos débiles como el ácido acético. Por ejemplo, las conductivi-
Aplicación de la teoría 
de Bronsted-Lowry 
a la hidrólisis de sales 
dades de las soluciones de los siguientes ácidos minerales en 
ácido acético disminuyen en el orden: 
HCI04 > HBr > H2S04 > HCI > HNOa 
La disociación térmica reversible del cloruro de amonio en 
la que no interviene ningún disolvente y las reacciones seme­
jantes caen, como puede advertirse, dentro del tratamiento de 
Br0nsted-Lowry: 
NHa + HCI ;= NH4+ + CI­
Base(l) Acido (2) Acido (1) Base(2)
(por conveniencia, los iones se muestran por separado) 
El agua conduce muy poco la electricidad; no obstante, el 
hecho de que ésta permita el paso de pequeñas corrientes indica 
que contiene algunos iones. Los experimentos demuestran que 
a 25 ºC un dmª de agua pura contiene 10-7 moles de HaO+ y 
una cantidad equivalente de OH-. Por tanto, es evidente que en 
la autoionización del agua, algunas moléculas actúan como 
ácido y un número igual como base. 
H20 +H20 ;=OH-+ HaO+ 
Acido (1) Base (2) Base (1) Acido (2) 
Cuando se adiciona agua a una sustancia capaz de actuar 
como receptor de protones, ésta actúa como ácido; de igual 
manera, en presencia de un donador de protones, el agua fun­
ciona como base. 
Una solución acuosa de carbonato de sodio muestra reac­
ción alcalina frente a los indicadores ( debido a la presencia 
de iones OH-). En la solución existen iones sodio y carbonato. 
estos últimos son fuertes receptores de protones; la alcalinidad 
de la solución se debe, por tanto, a la reacción: 
H20 + COa2- � OH- + HCOa-
Acido (1) Base(2) Base(!) Acido (2) 
Los cationes metálicos pequeños muy cargados, por ejemplo, 
los de los elementos de transición, se encuentran fuertemente 
hidratados en solución acuosa. En consecuencia, los cationes 
pequeños bastante cargados ejercen una atracción considerable 
sobre los átomos de oxígeno de las moléculas de agua, lo cual 
da lugar a un debilitamiento de los enlaces hidrógeno-oxígeno 
de éstas. En tales condiciones, las moléculas del disolvente 
agua pueden jugar el papel de una base y dar origen a una 
solución ácida. Las soluciones acuosas de cloruro de hierro 
(111), de sufato de níquel (11) y de nitrato de cobre (11), por 
ejemplo, muestran reacción ácida: 
[Fe(H20)6]3+ + H20 .= [Fe(H20h(OH)]2+ + HaO+ 
Acido (1) Base(2) Base (1) Acido (2) 
Alcalis, ácidos e hidróxidos 
anfóteros 
Existe una ligera tendencia de los aniones cloruro, sulfato y 
nitrato a separar iones hidrógeno de las moléculas de agua 
y con esto contrarrestar la acidez, debido a que son débiles 
receptores de protones. 
Algunas sales muestran reacción ácida en solución acuosa, 
principalmente las de los metales de los Grupos lA y 2A combi­
nados con los radicales cloruro, sulfato y nitrato. La razón de 
esto es que los cationes "hidratados son donadores de protones 
muy débiles y los aniones receptores muy débiles de los mismos. 
Los álcalis, ácidos e hidróxidos anfóteros contienen uno o 
más grupos OH asociados a un elemento A, el cual puede 
estar unido a otros átomos. En presencia de un disolvente po­
lar como el agua, A-0-H puede disociarse en dos formas. 
Si el elemento A es un metal de los Grupos lA o 2A (muy elec­
tropositivos) ocurre la disociación en iones A+ y OH-; sin duda, 
estos hidróxidos son predominantemente iónicos en 131 estado 
sólido. 
(Alcali) A-0-H + agua � A+ + OH- (iones hidratados) 
Sin embargo, si el grupo OH está enlazado a un no· metal (más 
electronegativo que los metales), los electrones del átomo de 
oxígeno están orientados hacia el elemento A y, en presencia 
de agua, tiene lugar la ionización en aniones AO- y catio­
nes HaO+:
(Acido)A-0-H + H20-AO- + HsO+ 
Por tanto, la naturaleza del elemento A tiene un considerable 
efecto sobre las propiedades ácido-base de los hidróxidos. 
Para un elemento A.de electronegatividad intermedia, pue­
de haber ocasiones en que el hidróxido se comporte como una 
base y otras en que se asemeje más a un oxiácido, tal es el 
caso de algunos hidróxidos, por ejemplo los de zinc y de plomo 
(II). Estos hidróxidos son sólo ligeramente solubles en agua; 
aun así, las soluciones resultantes cambian con lentitud el 
papel tornasol azul en rojo, y queda la duda de que éstos actúen 
como álcalis en estas condiciones. No obstante, en presencia 
de un álcali fuerte, por ejemplo hidróxido de sodio, se forman 
sales sódicas, lo cual sólo puede interpretarse en términos de 
tendencias ácidas. Se dice que los hidróxidos de este tipo son 
anfóteros y su comportamiento se explica fácilmente mediante 
la suposición de que establece un equilibrio en solución; así, 
para el hidróxido de zinc: 
20H- + Zn2+:;::::=:=Zn(OH)2 + agua=-== =Zn(OH)42- + 2Ha0+ 
1 [ hidratado 
) l : 2H30+ : 20H-
4H20 4H20 
En agua, el equilibrio se desplaza a la izquierda, esto es, exis­
te un exceso de iones hidroxilo comparado con los iones hidro­
xonio y, en consecuencia, la reacción es alcalina. El equilibrio 
puede desplazarse aún más a la izquierda mediante la adición 
Fuerza de los 
oxiácidos en solución 
acuosa 
de iones hidroxonio ( un ácido fuerte), los cuales se combinan 
con los iones hidroxilo para formar agua: 
20H- + 2Ha0+�4H20 
Por consiguiente, el hidróxido de zinc, se disuelve por com­
pleto y la solución contiene iones zinc. Si se adicionan iones 
hidroxilo ( un álcali fuerte), el equilibrio se desplaza paula­
tinamente a la derecha a medida que los iones hidroxonio de 
la mezcla de equilibrio se eliminan para producir agua: 
2H30+ + 20H- ;::-::-=4H20 
El hidróxido de zinc nuevamente se disuelve en su totalidad, 
pero en este caso, la disolución contiene iones zincato, 
Zn(OH)?-. 
Tal como se demostró en la última sección, la tendencia 
de un hidróxido a ionizarse en iones hidrógeno y aniones, se 
acrecienta si el átomo al cual está enlazado el grupo OH es 
muy electronegativo en consecuencia la inclusión de átomos 
altamente electronegativos en la molécula debe causar un in­
cremento de la fuerza ácida. La fuerza de un ácido en agua 
se mide por su tendencia a la formación de iones hidroxonio; 
la siguiente ecuación describe esta tendencia: 
HOA + H20 � HaO+ + OA-
La constante de disociación de esta reacción -la primera 
constante de disociación si el ácido contiene más de un átomo 
de hidrógeno ácid0- está dada por K de la expresión usual: 
K = íHaO
+J[OA-J
[HOAl 
Para las soluciones diluidas, la concentración de agua perma­
nece virtualmente constante. Un valor grande de K significa 
que el ácido particular es fuerte y un valor pequeño que el 
ácido es débil. Para una serie de ácidos que contengan el mis­
mo número de grupos hidroxilo se encuentra que K aumenta 
en el orden: 
o o • 
t t 
H-0-CI < H-0-CI-O < H-0-Cl ➔O< H-0-Cl-+0
! 
( un grupo hidróxido) o 
o 
� 
H-0-N=O < H-0-N 
"
o 
( un grupo hidróxido) 
( dos grupos hidróxido) 
Teoría de ácidos y bases 
de Lewis 
Bibliografía 
Cuestionario 
del capítulo
La introducción de átomos de oxígeno extra en las moléculas 
claramente demuestra la influencia de éstos en el aumento de 
la acidez. 
De acuerdo con esta teoría, un ácido es una sustancia que 
puede aceptar un par de electrones (un par electrónico), en 
tanto que una base es "una sustancia que puede donar un par 
de electrones". Con esto, se amplía considerablemente el cam­
po de las reacciones ácido-base ya que incluye a aquellas donde 
no intervienen protones. La reacción entre el trifluoruro de 
boro y el amoníaco es un ejemplo: 
F H F H 
1 1 1 1 
F-B + :N-H .- F-B+-N-H
1 1 1 1 
F H F H 
Los ácidos de Lewis, coino el trifluoruro de boro, desem­
peñan una función muy importante en la catálisis de muchas 
reacciones orgánicas. 
Otros ejemplos del comportamiento ácido-base de Lewis 
incluyen la formación de iones complejos, como 
Cu2+ + 4 :NH3 .- [Cu(NHa)4]2+
Acido Base 
y la reacción del trióxido de azufre con los óxidos metálicos, 
por ejemplo 
o 
02- + SOa- S042-
Base Acldo 
L. Davfes, Theories of Acids and Bases-A review School Science Re­
view, Núm. 152. Vol. 44, 1962.
• Ralph G. Pearson, Hard and Soft Acids and Bases, HSAB, Part I Fun­
damental Principles Chemical Education, Núm. 9, Vol. 45, 1968. 
1 Explique la definición de un ácido 
(a) mediante el concepto de _electrones
(b) sin el uso de este concepto
¿Existen sustancias que al quedar descritas por una de las defi­
niciones que dio no queden cubiertas por la otra? ¿Cuál considera 
la mejor definición y por qué? (0 & C) 
2 ¿ Cuál es la definición de Brjitnsted-Lowry de (a) un ácido y ( b) 
de una base? En algunas reacciones el agua funciona como ácido, en 
cambio, en otras actúa como base; dé un ejemplo de cada tipo de 
comportamiento. 
3 Discuta las teorías de Arrhenius y de Brl'Snsted-Lowry y demuestre 
por qué la última es más general. 
C Escriba las ecuaciones de las siguientes reacciones en términos del 
concepto de Br�nsted-Lowry e indique los pares conjugados ácido 
-base en cada caso: 
(a) interacción de ácido acético y agua, 
(b) reacción del amoníaco con elcloruro de hidrógeno,
(e) hidrólisis de una solución de cloruro de hierro(III),
(d) hidrólisis de una solución de carbonato de potasio,
(e) reacción entre el ion amido, NH2-, y agua. 
5 Explique por qué las soluciones de sulfato de cobre(II), cloruro de 
bario y sulfato de sodio muestran, respectivamente, reacciones áci­
da, neutra y básica frente a los indicadores. 
6 Diferencie a los ácidos, los álcalis y los hidróxidos anfóteros. Dis­
cuta el siguiente enunciado con ejemplos ilustrativos: 
"Los álcalis, ácidos e hidróxidos anfóteros contienen uno o más gru­
pos OH asociados con un elemento A, el cual puede estar unído a 
otros átomos; en presencia de un disolvente polar como el agua, la 
disociación de A--0-H puede tener lugar de dos maneras". 
7 Explique por qué las sustancias como los hidróxidos de plomo(II) 
y de zinc pueden actuar como ácidos y bases en condiciones dife­
rentes, 
8 En medio acuoso, el hidróxido de sodio es una base fuerte, el ácido 
silícico, SiO(OR)2, es un ácido débil, y el ácido perclórico, Cl080H, 
es un ácido fuerte. ¿Qué explicación puede dar a este comportamiento? 
9 En cada uno de los pares siguientes ¿cuál de los ácidos se espera 
que sea el más ful¡lrte? 
(a) ácido carb6níco y ácido nítrico,
(b) ácido sulfuroso y ácido sulfúrico, 
(c) ácido sulfúrico o ion hidrógeno sulfato, Hso.-,
(d) ácido brómico, HBr03 y ácido clórico, HC103• 
Dé sus razones en cada caso. 
10 En cada uno de los siguientes pares, ¿cuál de las bases espera que 
sea la más fuerte? 
(a) ion nitrito o ion nitrato, 
(b) ion carbonato o ion hidrógeno carbonato, HCO�-• 
( c) ion bromato, Br03-, y ion clorato, Cl08-, 
(d) ion fosfatq, P0,3-, o ion sulfato, S0.2-,
Dé sus razones en cada caso. 
11 ¿Qué entiende por ácidos y bases de Lewis? A partir de .sus de­
finiciones demuestre que las siguientes interacciones pueden con­
siderarse como reacciones ácido-base en el sentido de Lewis: 
(a) BF3 + NH3--+8F3.NH3
(b) Ca2+02- + SOa--+Ca2+s042-
(c) Ag+ + 2CN--(Ag(CN)2J-