Química · Unidad 11 — Ácidos y bases
Arrhenius y Brønsted-Lowry
Hay dos definiciones de ácido y base, y la segunda existe porque la primera dejaba afuera al amoníaco. De esa segunda salen los pares conjugados, que son la mitad de la unidad.
La explicación
La definición de Arrhenius, que es la que casi alcanza
Arrhenius mira qué suelta la sustancia al disolverse en agua:
Con eso el HCl es ácido —da H⁺ y Cl⁻— y el NaOH es base —da Na⁺ y OH⁻—. Sirve para el 80 % de los casos del curso y es la que conviene tener a mano para clasificar rápido.
Dónde se rompe
El amoníaco, NH3, vuelve básica al agua: baja la concentración de H⁺ y sube la de OH⁻, y eso se mide. Pero en su fórmula no hay ningún OH que pueda soltar. Con Arrhenius no hay manera de explicarlo, y no es un caso raro de laboratorio: el amoníaco y sus derivados aparecen en todos los parciales.
Brønsted y Lowry: mirar el protón que se mueve
La salida fue cambiar de pregunta. En vez de «¿qué suelta al agua?», «¿quién le pasa el H⁺ a quién?»:
Ahora el amoníaco entra sin problema: le saca el H⁺ al agua y queda NH4⁺, dejando atrás el OH⁻ que la vuelve básica. El OH⁻ aparece igual, pero no salió del amoníaco: salió del agua.
Fijate en el cambio de fondo: ácido y base dejan de ser etiquetas de una sustancia y pasan a ser papeles dentro de una reacción. Nadie dona un protón solo; siempre hay alguien del otro lado que lo acepta.
Los pares conjugados
Cuando un ácido dona su H⁺, lo que queda es una base: puede recuperarlo. A esa pareja se la llama par conjugado, y la regla es de una sola línea:
2. Sacale un H (uno solo, aunque tenga varios).
3. Corregí la carga: como te llevaste un H⁺, la carga baja en una unidad. Un neutro queda −1; un +1 queda neutro.
4. Control: contá los átomos de los dos lados. Sólo puede faltar un hidrógeno, nada más.
Así, el HCl tiene base conjugada Cl⁻, el NH4⁺ tiene base conjugada NH3, y el H2CO3 tiene base conjugada HCO3⁻ —no CO3²⁻, que está dos protones más allá—.
El agua juega de las dos
Frente al HCl el agua acepta el protón y se convierte en H3O⁺; frente al NH3 lo dona y se convierte en OH⁻. A una sustancia que puede hacer las dos cosas se la llama anfótera, y el agua es el ejemplo central del tema. También lo son el HCO3⁻ y el H2PO4⁻: tienen un H para dar y carga negativa para aceptar otro.
Lewis, en dos renglones
Hay una tercera definición, más amplia, que ni siquiera habla de protones: para Lewis, base es quien aporta un par de electrones y ácido quien lo recibe. Cada base de Brønsted lo es también de Lewis —el par de electrones es justamente con lo que agarra al H⁺—, pero además entran especies sin hidrógeno, como el BF3.
Para la reacción NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH−: a) Identificá quién actúa como ácido y quién como base según Brønsted-Lowry. b) Escribí los dos pares conjugados. c) Explicá por qué esta reacción no se puede describir con la definición de Arrhenius.
a) Quién es quién. La pregunta única es por dónde se mueve el protón. Del lado izquierdo hay NH3 y H2O; del derecho, NH4⁺ y OH⁻. El nitrógeno ganó un hidrógeno y el oxígeno perdió uno:
base ácido ác. conj. base conj.
Así que el agua es el ácido —donó— y el amoníaco la base —aceptó—.
b) Los pares. Cada par junta a la especie con lo que queda de ella después del movimiento del protón:
par 2: H2O / OH⁻ (ácido / base)
Los pares nunca juntan a los dos reactivos entre sí: NH3 y H2O no son un par conjugado, porque no difieren en un H⁺, difieren en todo.
c) Por qué Arrhenius no llega. Arrhenius pide que la base libere OH⁻. Acá aparece OH⁻, sí, pero salió de la molécula de agua, no del amoníaco: el NH3 no tiene ningún oxígeno para soltar. Brønsted-Lowry lo resuelve porque no exige que el OH⁻ venga de la base, sólo que la base se lleve un protón.
Dónde se cae la mayoría
- Buscar un OH en la fórmula para decidir si algo es base. El NH3 no tiene ninguno y alcaliniza el agua.
- Sacarle dos hidrógenos de una al escribir el conjugado. El par difiere en un solo H+.
- Cambiar el H y olvidarse de la carga: la base conjugada de una molécula neutra queda con carga −1.
- Tratar «ácido» y «base» como etiquetas fijas de una sustancia. Son papeles en una reacción, y el agua cambia de papel según con quién esté.
Hasta acá la explicación. La práctica es la otra mitad: 7 ejercicios de este tema, en cuatro niveles, que no te dicen sólo si está bien al final sino que te corrigen en cada paso y te explican por qué. Además trae una animación que muestra la idea en movimiento.
Practicar Arrhenius y Brønsted-Lowry →Los otros temas de la unidad 11
Ácidos y bases