Un ácido es una sustancia que es capaz de liberar iones de hidrógeno (H+) en una solución. Sin embargo, también se considera como un ácido una sustancia que puede recibir un par de electrones.
En cuanto a la base, esta se considera como una sustancia capaz de disociar iones de hidróxido (OH-) en una solución. Además, también son consideradas aquellas sustancias capaces de donar un par electrones.
Tanto ácidos como bases pueden ser identificados según su posición en la escala del pH. En el caso de los ácidos, estos tienen un valor inferior a 7, mientras que las bases (alcalinos) tienen uno superior a 7.
| Ácido | Base | |
|---|---|---|
| Definición | Un ácido es una sustancia que es capaz de liberar iones de hidrógeno H+ en solución. | Una base es una sustancia capaz de disociar iones de hidróxido OH- en una solución. |
| Teoría de Arrhenius | Es una sustancia que libera iones de hidrógeno H+ en solución acuosa. | Es una sustancia que disocia un anión hidróxido OH- en un medio acuoso. |
| Teoría Brønsted-Lowry | Son sustancias con la capacidad de donar o ceder protones (átomos de hidrógeno sin su electrón negativo: H+). | Es una sustancia capaz de aceptar protones (H+) en disolución. |
| Teoría de Lewis | Es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones. | Es una sustancia que tiene la capacidad de donar o ceder electrones. |
| Propiedades |
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| Nivel de pH | Inferior a 7. | Superior a 7. |
| Ejemplos |
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¿Qué es un ácido?
Un ácido es una sustancia capaz de liberar iones de hidrógeno en una solución. Además, también se considera como ácido un compuesto que puede recibir un par de electrones.
La palabra "ácido" proviene del latín acidus, que significa ‘agrio’ o ‘afilado’, y se refiere al sabor desagradable de ciertas sustancias (por ejemplo, el vinagre).
Ácidos fuertes y débiles
Los ácidos se pueden considerar fuertes o débiles según como se disocien en un medio acuoso, es decir, según la cantidad de iones de hidrógeno que liberan en una solución.
Un ácido es fuerte cuando se ioniza fácilmente, es decir, la gran mayoría de sus iones de hidrógeno o protones son cedidos en solución. Estos ácidos son altamente corrosivos y buenos conductores eléctricos.
Ejemplos de ácidos fuertes son el ácido sulfúrico H2SO4, el ácido bromhídrico (HBr) y el ácido clorhídrico (HCl).
En contraposición, los ácidos débiles son aquellos que no liberan una gran cantidad de iones de hidrógeno y son menos corrosivos que los ácidos fuertes. Ejemplos de ácidos débiles son el ácido carbónico (H2CO3) y el ácido acetilsalicílico (C9H8O4).
Características de los ácidos
- Son altamente solubles en agua.
- Reaccionan con algunos metales.
- Funcionan como conductores de corriente eléctrica.
- Poseen sabor agrio (limón, por ejemplo).
- Cambian el color del papel tornasol del azul al rojo.
- Pueden destruir tejidos orgánicos.
- Reaccionan con bases, produciendo agua y sal.
- Las reacciones ácido-base son exotérmicas (liberan calor).
Ejemplos de ácidos en la vida cotidiana
- Ácido ascórbico (vitamina C).
- Ácido cítrico, presente algunas frutas.
- Ácido acético (vinagre y vino).
- Ácido láctico, producido durante el ejercicio anaeróbico.
- Ácido acetilsalicílico (aspirina).
- Ácido clorhídrico (jugo gástrico).
- Ácido sulfúrico.
Descubre otras características de ácidos y bases.
¿Qué es una base?
Una base es una sustancia capaz de disociar iones de hidróxido en una solución, contando con un pH superior a 7. También se considera como base una sustancia capaz de donar un par de electrones, e incluye todas las soluciones alcalinas.
La palabra "base" proviene del griego basis y significa ‘ir‘ o ‘caminar’, mientras que "alcalina" proviene del latín alkali, que a su vez proviene del árabe Al-Qali, y significa ‘cenizas’, particularmente aquellas provenientes de la madera quemada.
Bases fuertes y débiles
Las bases fuertes se ionizan completamente, cediendo sus iones de hidróxido a la solución. Ejemplos de bases fuertes son el hidróxido de litio (LiOH), el hidróxido de potasio (KOH) y el hidróxido de sodio (NaOH).
En cuanto a las bases débiles, estas son aquellas que se disocian parcialmente. Ejemplos de bases débiles son el amoníaco (NH3) y el bicarbonato de sodio (NaHCO3).
Características de las bases
- No reaccionan con los metales.
- En disolución, conducen corriente eléctrica.
- Poseen sabor amargo (jabonoso, como el cloro/lejía).
- Cambian el color del papel tornasol del rojo al azul.
- En disolución, son deslizantes al tacto.
- Reaccionan con los ácidos, produciendo agua y sal.
- Las reacciones ácido-base son exotérmicas (liberan calor).
- Su pH es superior a 7.
Ejemplos de bases en la vida cotidiana
- Hidróxido de magnesio (leche de magnesia).
- Hipoclorito de sodio (lejía, cloro).
- Bicarbonato de sodio (polvo de hornear).
- Tetraborato de sodio (bórax).
- Amoníaco.
- Hidróxido de sodio (soda cáustica).
Consigue aquí más ejemplos de ácidos y bases.
Teorías de ácidos y bases
Históricamente, estas sustancias han sido estudiadas en función de sus propiedades e interacciones con otros elementos. Existen diversas teorías que explican estos fenómenos y que aún se encuentran vigentes.
Algunas de las más conocidas, y que serán presentadas a continuación, son la teoría de ácido-base de Arrhenius (desprendida de su teoría de la disociación electrolítica) de 1887, la teoría de ácido-base de Brønsted-Lowry (que presenta la noción de pares conjugados ácido-base) de 1923, y la teoría de Lewis (en la cual la recepción y donación de electrones es fundamental).
Teoría de ácido y base de Arrhenius
Según el químico sueco Svante August Arrhenius (1859-1927), un ácido es una sustancia que libera iones de hidrógeno H+ en una solución acuosa (agua).
En la teoría de disociación electrolítica de Arrhenius (1887), los ácidos son compuestos que poseen hidrógeno y que, al disolverse en un medio acuoso, liberan iones de hidrógeno (protones) o hidronio (H3O+ protones rodeados por moléculas de agua). En este caso, los electrolitos (aniones o cationes) son capaces de conducir las cargas eléctricas.
Por su parte, la base es una sustancia que disocia un ion con carga negativa (anión) hidroxido (OH-) en un medio acuoso.
La definición de Arrhenius tiene la limitación de que no considera reacciones en las que no hay una disolución acuosa, ni tampoco aquellos compuestos básicos que no liberan hidróxido.
Ejemplo de ácido y base de Arrhenius
Ácido: ácido clorhídrico o HCI → CI-(aq) + H+(aq)
Base: hidróxido de sodio o NaOH → Na+(aq) + OH-(aq)
Teoría de ácido-base de Brønsted-Lowry
El científico danés Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947) y el científico inglés Thomas Martin Lowry (1874-1936) publicaron estudios (1923) en los cuales se define a los ácidos como sustancias con la capacidad de donar o ceder protones (iones de hidrógeno H+ sin su electrón negativo) a otra que debe aceptarlos. En cuanto a la base, esta es una sustancia capaz de aceptar protones (H+) en disolución.
Dentro de esta teoría, los ácidos no están restringidos a la disolución en agua, también se incluyen otros solventes.
Así, esta definición amplía la presentada por Arrhenius, en la que un ácido se limitaba a una sustancia que libera iones de hidrógeno en un medio acuoso. Es decir, un ácido es una sustancia que dona protones a otra sustancia, mientras que una base los acepta de otra sustancia.
Par conjugado ácido-base
Con la teoría de Brønsted-Lowry se introduce la noción de pares conjugados de ácido-base, por una transferencia de protones, en la cual el ácido los dona y la base los acepta. En este caso, ácido y base coexisten, ya que un ácido solo puede actuar en presencia de una base y viceversa.
Cuando un ácido dona un protón, a este ácido se le denomina base conjugada. Lo mismo acontece, al contrario, cuando una base recibe un protón. Esta base se conoce como ácido conjugado.
Esto acontece porque el ácido se convierte en una base conjugada al donar un protón, es decir, en una sustancia que es capaz de aceptar un protón. En el caso de la base, cuando esta acepta un protón, esta se convierte en una sustancia capaz de ceder un protón.
Reacción de neutralización
Una reacción de neutralización ocurre cuando un ácido y una base producen agua y una sal.
Ejemplo de reacción ácido-base de Brønsted-Lowry
Ácido clorhídrico y amoníaco:
HCl (es el ácido) + NH3 (es la base) ⇋ NH4+ (es el ácido conjugado) + Cl- (es la base conjugada)
Teoría de ácido-base de Lewis
El científico estadounidense Gilbert Lewis (1875-1946), propuso una teoría en la misma altura (1923) en que la teoría de Brønsted-Lowry fue presentada. Para este científico, un ácido es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones.
Esta definición de ácido incluye a todos los ácidos de Brønsted-Lowry, ya que los iones de hidrógeno (protones) son receptores de electrones, y abarca muchas otras sustancias que no contienen hidrógeno.
En la teoría de Lewis, las bases son sustancias que tienen la capacidad de donar un par de electrones.
Al incluir a los ácidos y bases de Brønsted-Lowry (donadores y receptores de protones, respectivamente), la teoría de Lewis también incorpora a los ácidos y bases de Arrhenius (iones de hidrógeno e hidróxido que reaccionan en un medio acuoso).
Ejemplo de reacción ácido-base de Lewis
Amoníaco y trifluoruro de boro:
BF3 (es el ácido) + NH3 (es la base) → H3N - BF3
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Escala de pH
El pH es el potencial de hidrógeno de una disolución, ideado por el científico danés Søren Peder Lauritz Sørensen (1868-1939) en 1909. Indica la concentración de iones de hidrógeno en una sustancia. Para representar esta concentración se utiliza una escala que señala el nivel de alcalinidad o acidez de una disolución.
Los ácidos tienen un índice de pH inferior a 7, mientras que las bases uno superior a 7.
Esta escala está cuantificada del 0 al 14. Las sustancias que tienen un nivel menor a 7 son consideradas ácidas, mientras que las sustancias que tienen un nivel mayor a 7 son consideradas como bases (alcalinas).
Escala pH: pH = -log10 [H+]
Cada movimiento de un punto a otro en la escala es logarítmico, lo que significa que un paso aumenta o disminuye la acidez/basicidad 10 veces respecto del paso inmediatamente inferior o superior. Es decir, si la acidez del vinagre es de un pH de 3, la acidez del jugo de limón es 10 veces superior, con un pH de 2.
El agua posee un pH que va desde el 6,5 al 8,5, en donde el pH del agua pura es 7 (que se considera neutro). Cuando el agua tiene un pH inferior a 6,5, esta puede tener metales tóxicos en su composición, siendo corrosiva y ácida. Cuando su pH es superior a 8,5, se le denomina agua dura, más básica o alcalina, con mayor presencia de magnesio y carbonatos.
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