ÁCIDOS Y BASES

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5 Ácidos y bases
5.1
5.2
5.3
5.4

Ácidos y bases de Brønsted
Procesos ácido–base de Brønsted en disolución acuosa
Fuerza relativa de ácidos y bases de Brønsted
Ácidos y bases de Lewis

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5.1 çcidos y basesde Br¿nsted
En 1923 Brønsted y Lowry propusieron las siguientes definiciones de ácidos y bases:
Un ácido de Brønsted es cualquier molécula o ion dadora de protones (iones hidrógeno, H+).
Una base de Brønsted es cualquier molécula o ion aceptora de protones (iones hidrógeno, H+ ).
Sustancias anfipróticas. Una sustancia que como el agua es tanto capaz de dar como de aceptar
protones, se diceque es anfiprótica. Otro ejemplo de sustancia anfiprótica es el anión HCO 3–.
Reacciones entre ácidos y bases de Brønsted. Una reacción ácido-base es una transferencia de un H+ del
A– + BH+, donde HA y BH+ son ácidos y B y A– son bases. Los ácidos y
ácido a la base HA + B
bases relacionados entre sí se dice que son conjugados. Así HA y BH+ son ácidos conjugados de las
bases A– y B,respectivamente (tabla 5.1).
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Tabla 5.1. Ácidos y bases conjugados
Ácido
HCl
HNO 3 H2 SO4
HSO4– H2 CO3 CH3COOH H2 O OH– H3 O+ H2 S HS– NH3 NH4 +
Base
Cl–
NO3 –
HSO4–
SO42– HCO3 – CH3COO–
OH– O2–
H2 O
HS– S 2– NH2 – NH3_____________________________________________________________________________________________________

La definición de Brønsted no hace mención específica del disolvente y puede ser aplicada a disolventes
no acuosos como el amoníaco. Por la importancia del agua como disolvente en reacciones inorgánicas, a
continuación se discuten los procesos ácido–base de Brønsted en agua.
5.2 Procesos ‡cidoÐbase de Br¿nsted en disoluci—n acuosa
El agua es un participante esencialen todos los equilibrios ácido–base que ocurren en ella. Las ventajas
fundamentales del concepto ácido-base de Brønsted sobre la definición anterior de Arrhenius son:
• subraya el papel fundamental que juega el disolvente en las reacciones ácido–base
• simplifica el estudio de las reacciones ácido-base en agua al unificar su tratamiento. Mientras que las
clases de reacciones que vamos a vereran diferentes en el concepto de Arrhenius, en el de Brønsted
todas ellas se pueden considerar como reacciones del tipo:
base conjugada de 1 + ácido conjugado de 2
ácido 1 + base 2
El ion hidrógeno en agua. La naturaleza del ion hidrógeno en agua es compleja. Debido a su alto poder
de polarización, algunas de las moléculas de agua que le rodean están unidas a él ya no sólo por fuerzas
de Vande Waals sino por un enlace covalente. El ion hidrógeno en agua se suele representar como
H+(aq), obviando la naturaleza real de la especie existente en disolución, o como H3O+ (aq),
representación que sin ser más exacta que la anterior (el H + se encuentra en realidad unido a más de una
molécula de agua), presenta la ventaja de que resalta la participación del agua en los procesos
ácido–base:H+(aq) + Cl–(aq)
o
HCl(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) + Cl–(aq)
HCl(aq)
Autoionización del agua. La ionización del agua no es más que un proceso ácido–base de transferencia
de un protón de una molécula de agua a otra:
H3O+ (aq) + OH–(aq)
H2O(l)+ H2O(l)
En el equilibrio, [H3O+ ][OH–] = Kw, donde Kw es una constante llamada constante de ionización o
producto iónico del agua, y cuyo valor a 25 °Ces 1,0 10 –14 mol2 l –2.
El agua pura y las disoluciones acuosas que mantienen [H+ ] = [OH –], se dice que son neutras. Una

50 | Introducción a la Química Inorgánica

Grupo B. Curso 1994/95

disolución acuosa es ácida cuando [H +] > [OH–]. Una disolución acuosa es básica cuando [H +] < [OH–].
Ionización de un ácido o una base. Un ácido puede ceder su protón a una molécula de agua,...