Ácido:

Existen diversas definiciones de ácido. Algunas de ellas son debidas a Arrhenius, Lowry y Brönsted, Lewis, Lux-Flood, Usanovich... Todos estos conceptos son compatibles entre ellos. En esta entrada, utilizamos las definiciones de Arrhenius, Lowry y Brönsted y Lewis

Para Svante Arrhenius un ácido es una sustancia molecular que contiene hidrógenos y se disocia en el agua para producir uno o más iones hidrógeno (H⁺) (en realidad son iones oxidanio H₃O⁺).

Una base es una una sustancia molecular que posee  (OH) y se disocia en el agua para producir uno o más iones hidróxido (OH^-). 

Ejemplos de ácidos y bases son:

• HCl(aq) + H₂O(l) ⇌ Cl^-(aq) + H₃O⁺(aq)
• HNO₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NO₃^-(aq) + H₃O⁺(aq)
• H₂SO₄(aq) + H₂O(l) ⇌ HSO₄^-(aq) + H₃O⁺(aq)
• NaOH(aq) ⇌ Na⁺(aq) + OH^-(aq)
• Ba(OH)₂(aq) ⇌ Ba⁺²(aq) + 2 OH^-(aq)
• Al(OH)₃(aq) ⇌ Al⁺³(aq) + 3 OH^-(aq)  

Arrhenius demostró sobre la base de medidas de la conductividad electrolítica de ácidos, bases y sales que la disociación de estas sustancias aumenta a medida que se diluye la solución. La disociación de  un electrolito es un proceso reversible, debido a que los iones originarios se vuelven a unir para formar de nuevo la molécula de partida. El equilibrio entre la molécula no disociada y los iones se desplaza a la derecha a medida que se diluye la solución. 

 Sustancias que, en solución acuosa, se disocian completamente en sus iones constituyentes, es decir, la forma molecular se transforma completamente en sus iones constituyentes se denominan electrolitos fuertes. Como estas sustancias están previamente ionizadas se dice que se disocian. Sin embargo, si la sustancia no está completamente disociada en sus iones constituyentes es un electrolito débil, es decir, parte de la forma molecular no se ioniza. Debido a que los electrolitos débiles no están previamente ionizados se dice que se ionizan. 

Ejemplos. 

Electrolito fuerte. Reacción de disociación, debido a que hidróxido de potasio está previamente ionizado. 

• KOH(aq) → K⁺(aq) + OH^-(aq) 

Electrolito débil. Reacciones de ionización, debido a que el ácido sulfuroso es débil y no está previamente ionizado. 

• H₂SO₃(aq) + H₂O(l) ⇌ HSO₃^-(aq) + H₃O⁺(aq) 
• HSO₃^-(aq) + H₂O(l) ⇌ SO₃^2-(aq) + H₃O⁺(aq)

La definición de Arrhenius requiere de un medio acuoso, las moléculas de ácido deben poseer H, las moléculas de base OH y no se aplica a iones. 

Lowry y Brönsted definieron a un ácido como cualquier compuesto que cede hidrógenos a otro compuesto. Amonio es un ácido, debido a que cede un hidrógeno al agua, y amoniaco es una base debido a que acepta un hidrógeno del agua. En general, si una sustancia se comporta como ácido, hay otra que se comporta como base para formar una reacción ácido-base. La reacción de una base con un ácido para formar una sal y agua se denomina neutralización. 

Ejemplo. 

NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l) 

El agua se forma mediante la reacción del ion hidrógeno con el ion hidróxido. 

 OH^-(aq) + H⁺(aq) → H₂O(l) 

Cuando el ácido pierde el hidrógeno se convierte en su base conjugada. Cuando la base gana un hidrógeno se convierte en su ácido conjugado. 

Ejemplos:

NH₄⁺(aq)  + H₂O(l)⇌NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

Acido 1 + Base 1 ⇌ Base 2 + Ácido 2

NH₃(l) + H₂O(l)⇌NH₄⁺(aq) + OH^-(aq)

Base 1 + Ácido 1 ⇌ Ácido 2 + Base 2

Amonio es el ácido conjugado de la base amoniaco. En la reacción de la disociación con del amonio, el agua se comporta como base, pero en la ionización del amoniaco se comporta como ácido. 

El agua es un anfótero, debido a que se puede comportar como ácido y base a un mismo tiempo. Sustancias moleculares o iónicas que se comportan como ácido y base simultáneamente se denominan anfóteros. 

El agua se autoioniza mediante la siguiente reacción, y produce iones hidróxido y oxonio

       H₂O(l) + H₂O(l)⇌OH^-(aq) + H₃O⁺(aq)

       Acido 1 + Base 1⇌Base 2 + Ácido 2

En las siguientes reacciones, el hidrógenocarbonato(1-) es un anfótero. En la primera reacción es una base y en la segunda un ácido. 

Ácidos que se ionizan en varias etapas se denominan polipróticos. 

H₂CO₃(aq) + H₂O(l) ⇌ HCO₃^-(aq) + H₃O⁺(aq) 

HCO₃^-(aq) + H₂O(l)⇌CO₃^2-(aq) + H₃O⁺(aq)

El agua destilada es neutra, debido a que posee la misma concentración de iones oxonio e iones hidróxidos. El agua no destilada es ligeramente ácida, debido al dióxido de carbono del aire que reacciona con el agua formando ácido carbónico. 

Al añadir un ácido al agua destilada se aumenta la concentración de iones oxonio provocando un medio ácido, y la solución posee un pH < 7. 

Al añadir una base al agua destilada se aumenta la concentración de iones hidróxidos provocando un medio alcalino, y la solución posee pH > 7

El concepto de Lowry y Brönsted se puede aplicar a soluciones no acuosas. Por ejemplo, 

NH₄⁺  + S^2-→NH₃+ HS^-

NH₄⁺ +NH₂^-→2NH₃

H₃SO₄⁺ + HSO₄^- →2H₂SO₄

 

G. N. Lewis definió a un ácido como cualquier sustancia que acepta un par de electrones para compartir o formar enlace.

El tricloruro de boro es un ácido, debido a que el boro puede aceptar un par de electrones de otro átomo para adquirir la configuración de un gas noble, es decir, cumplir con la regla del octeto. Por tanto, un ácido es una sustancia acceptora de pares de electrones. 

El amoniaco es una base porque el nitrógeno posee un par de electrones sin compartir con otro átomo. Una base es una sustancia donadora de pares de electrones. 

Este concepto nos permite explicar un gran número de reacciones orgánicas y propiedades ácido-base de sustancias en medio no acuoso. 

Amoniaco 

Tricloruro de boro