acidos y bases

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TEORIA DE LOS ACIDOS Y BASES 
 
TEORIA DE ARRHENIUS 
 
Ácido: Es una sustancia que contiene hidrógeno y produce H1+ en solución acuosa. 
 
HCl (ac) → H+ (ac) + Cl- (ac) 
HNO3 (ac) → H+ (ac) + NO3- (ac) 
 
Base: Es una sustancia que contiene el grupo OH y produce ion hidróxido, OH- en solución acuosa. 
 
NaOH (s) → Na+ (ac) + OH- (ac) 
Mg(OH)2 (s) → Mg2+ (ac) + 2 OH- (ac) 
 
La neutralización se define como la combinación de iones OH- e iones H+ para formar moléculas de agua: 
 
OH- (ac) + H+ (ac) H2O (l) 
 
Las deficiencias de esta teoría son: 
 
- La teoría se limita a soluciones acuosas. 
- Hay sustancias que no poseen grupos hidroxilos pero si forman soluciones básicas en agua. 
- La teoría no puede explicar que algunas sales no forman soluciones neutras. 
 
 
TEORIA DE BRONSTED – LOWRY 
 
Ácido: Es una sustancia que puede donar o ceder un protón H+. 
Base: Es una sustancia que puede aceptar un protón H+. 
 
Muchas especies iónicas se clasifican en cualquiera de los grupos ácido-base, por lo que es conveniente pensar 
en pares de ácido y base. 
 
 
 
 
Las reacciones ácido-base de Bronsted-Lowry, pueden describirse en términos de pares conjugados de ácidos 
y bases. 
 
Los pares conjugados de ácidos y bases son especies que difieren por un protón. 
 
HCl (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac) 
Acido 1 Base 2 Acido 2 Base 1 
 
Como se puede observar en la ecuación anterior, el agua que es el solvente, también reacciona para producir 
H3O+, esto porque el agua acepta fácilmente un protón. El solvente está íntimamente involucrado. 
 
En la ecuación de la reacción de HCl con agua se puede analizar y verificar empíricamente que se consume 
todo el HCl y da lugar a una base conjugada (Cl-) y el agua, que actúa como base, da lugar a un ácido conjugado 
(H3O+). La reacción se lleva a cabo completamente y por eso se puede escribir: 
 
HCl (ac) + H2O (l) → H3O+ (ac) + Cl- (ac) 
 
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La reacción no es reversible. Muchos ácidos tienen el mismo comportamiento, tal es el caso del H2SO4, HNO3 
y son conocidos como ácidos FUERTES1. 
 
En cambio, existen ácidos que producen una reacción reversible; tal es el caso del ácido acético: 
 
CH3COOH (ac) + H2O (l) H3O+ (ac) + CH3COO- (ac) 
Acido 1 Base 2 Acido 2 Base 1 
 
En la teoría de Bronsted-Lowry, el agua puede funcionar como ácido o como base. Las sustancias como el agua 
que pueden ceder o aceptar protones se denominan anfipróticas. 
 
Arrhenius explicó la pequeña conductividad eléctrica del agua pura: 
 
H2O (l) H+ (ac) + OH- (ac) 
 
Según la teoría de Bronsted-Lowry, esta propiedad se explica por transferencia de protones (carácter anfiprótico 
del agua): 
 
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (ac) + OH- (ac) 
 
Kc =[H3O+] [OH-] = Kw = Producto iónico del agua 
 
Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil y viceversa 
Si una base es fuerte, su ácido conjugado es débil y viceversa. 
 
Esta teoría también explica deficiencias de la teoría de Arrhenius, por ejemplo, según la teoría de Arrhenius, el 
NH3 no es una base, pero en solución acuosa exhibe un comportamiento básico; la explicación está en la 
siguiente ecuación: 
 
NH3 (ac) + H2O (l) NH4+ (ac) + OH- (ac) 
 
La formación de OH- da el carácter básico a la solución. 
 
 
7.2.3 TEORIA DE LEWIS 
 
Ácido: Es cualquier especie que pueda aceptar, para compartir un par de electrones. 
Base: Es cualquier especie que puede donar, para compartir un par de electrones. 
 
 
 
Todos los compuestos clasificados anteriormente como ácidos o bases por medio de las teorías de Arrhenius y 
de Bronsted-Lowry, continúan siendo ácidos y bases de acuerdo con la teoría de Lewis. Sin embargo, la lista 
de ácidos y bases se amplía con esta teoría más general. 
 
 
1 Los ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes que ionizan completamente en solución acuosa diluida. Lo contrario ocurre en ácidos y 
base débiles, son electrolitos débiles y están parcialmente disociados.