¿Qué son los ácidos y las bases?
En el agua pura a 25 °C, solo unas dos moléculas de cada mil millones se han separado en iones. Esa cantidad diminuta es el punto de partida para entender los ácidos y las bases.
Arrastra para girar. Usa la rueda de desplazamiento o separa y junta dos dedos para cambiar el zoom.
El vinagre, el jugo de limón y el ácido del estómago tienen sabor agrio o una acción corrosiva. El jabón, el bicarbonato de sodio y el limpiador de hornos son resbalosos y amargos. Mucho antes de conocer los átomos, las personas ya clasificaban las sustancias en estas dos familias. En 1680, Robert Boyle describió los ácidos como soluciones que disuelven muchas sustancias, cambian el color de algunos tintes naturales y pierden estas propiedades al encontrarse con un álcali. Los químicos del siglo XVIII agregaron que los ácidos reaccionan con la piedra caliza y desprenden un gas, hoy conocido como dióxido de carbono, y que los ácidos y los álcalis juntos producen sustancias neutras.
Del hidrógeno al hidronio
En 1815, Humphry Davy demostró que el ingrediente esencial de los ácidos es el hidrógeno, no el oxígeno. En 1884, Svante Arrhenius formuló la primera definición moderna: un ácido es un compuesto que se disuelve en agua y produce iones de hidrógeno; una base es un compuesto que se disuelve en agua y produce iones hidróxido, OH⁻. Un ion de hidrógeno sin acompañantes es simplemente un protón, pero en el agua nunca permanece así. Se une a una molécula de agua y forma el ion hidronio, H₃O⁺. Cuando se disuelve el cloruro de hidrógeno gaseoso, la solución resultante, el ácido clorhídrico, está llena de iones H₃O⁺ y Cl⁻.
Los ácidos ceden protones; las bases los aceptan
En 1923, Johannes Brønsted y Thomas Lowry propusieron una idea más amplia que los químicos siguen usando. Un ácido dona protones y una base los acepta: una reacción ácido-base es simplemente el paso de un protón de uno a otra. Cuando se disuelve el fluoruro de hidrógeno, HF cede un protón al H₂O y forma H₃O⁺ y F⁻. Cuando se disuelve el amoníaco, NH₃ toma un protón del H₂O y forma NH₄⁺ y OH⁻. El agua actúa como base en la primera reacción y como ácido en la segunda. Las sustancias capaces de ambas cosas se llaman anfipróticas.
Después de que un ácido cede su protón, lo que queda puede aceptar otro protón, así que es una base. Los químicos la llaman base conjugada del ácido. F⁻ es la base conjugada de HF, y Cl⁻ es la base conjugada de HCl. En sentido inverso, NH₄⁺ es el ácido conjugado del amoníaco. Toda reacción de Brønsted-Lowry tiene dos pares de este tipo; cada uno relaciona un ácido con su base conjugada a través de la flecha de reacción.
El agua reacciona consigo misma
Como el agua es anfiprótica, dos moléculas de agua pueden intercambiar un protón: H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻. Esta autoionización ocurre en una proporción muy pequeña. A 25 °C se ionizan unas dos moléculas de cada mil millones, lo que da 1.0 × 10⁻⁷ mol de H₃O⁺ y la misma cantidad de OH⁻ por litro. Su producto, la constante del producto iónico del agua, es Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴. Al agregar un ácido aumenta [H₃O⁺] y disminuye [OH⁻], de modo que el producto sigue siendo Kw. Esta ecuación es la base de toda la escala de pH que veremos en la siguiente unidad.
- 1680: Boyle enumera las propiedades de los ácidos
- 1815: Davy: el hidrógeno es esencial en los ácidos
- 1884: Arrhenius: en agua, los ácidos producen H⁺ y las bases OH⁻
- 1923: Brønsted y Lowry: donadores y aceptores de protones
- Según la definición de Brønsted-Lowry, un ácido es…
- Un donador de protones
- Un aceptor de protones
- Un donador de electrones
- Cualquier sal
- ¿Cuál es la fórmula del ion hidronio?
- H₃O⁺
- OH⁻
- H₂O₂
- H⁻
- ¿Cuál es la base conjugada de HF?
- F⁻
- H₃O⁺
- HF₂
- OH⁻
- Cuando NH₃ se disuelve en agua, ¿qué ion hace que la solución sea básica?
- OH⁻
- H₃O⁺
- Cl⁻
- Na⁺
- Una sustancia que puede actuar como ácido y como base se llama…
- Anfiprótica
- Neutra
- Conjugada
- Insoluble
- ¿En qué año definió Arrhenius los ácidos y las bases?
- ¿Cuánto vale Kw a 25 °C?
- 1.0 × 10⁻¹⁴
- 1.0 × 10⁻⁷
- 7
- 14
- Balancea Mg + HCl → MgCl₂ + H₂. ¿Cuál es el coeficiente de HCl?
- ¿Qué gas se forma cuando un ácido reacciona con piedra caliza (CaCO₃)?
- Dióxido de carbono
- Hidrógeno
- Oxígeno
- Cloro
- En agua pura a 25 °C, ¿cuánto vale [OH⁻] en mol/L?
- 1.0 × 10⁻⁷
- 1.0 × 10⁻¹⁴
- 0
- 1.0
- Arrhenius (1884): en agua, los ácidos producen H⁺ y las bases OH⁻. Brønsted-Lowry (1923): los ácidos donan protones y las bases los aceptan.
- En agua, H⁺ se convierte en H₃O⁺; un ácido sin H⁺ es su base conjugada.
- El agua se autoioniza en una proporción pequeña: Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴ a 25 °C.
Fuentes de este curso (10)
- OpenStax Chemistry 2e (openstax.org/books/chemistry-2e): 4.2 neutralization and antacids (stomach roughly 0.03 M HCl, milk of magnesia Mg(OH)2, Al(OH)3)
- 14.1 Brønsted-Lowry acids and bases (Boyle 1680, Davy 1815, Arrhenius 1884, Brønsted and Lowry 1923, autoionization about two in a billion molecules, Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ at 25 °C, about 5.6 × 10⁻¹³ at 100 °C)
- 14.2 pH and pOH (pH = −log[H3O+], stomach acid 1.2 × 10⁻³ M gives 2.92, vinegar about 4 × 10⁻³ M gives 2.4, blood 7.3, KOH 0.0125 M gives 12.10, neutral pH 6.31 at 80 °C, rainwater 5 to 6, acid rain below 5, pH meter resolution 0.001, Figure 14.2: 1 M HCl 0, gastric juice about 1.5, lime juice about 2, wine about 3.5, coffee about 5, milk of magnesia about 10.5)
- 14.3 relative strengths (six strong acids and six strong bases, Ka, percent ionization, 0.100 M acetic acid 1.3%)
- 14.6 buffers (normal blood pH about 7.4)
- 14.7 titrations (25.00 mL of 0.100 M HCl or acetic acid with 0.100 M NaOH, Table 14.2, equivalence pH 7.00 and 8.72, half-equivalence pH = pKa, Ka acetic acid 1.8 × 10⁻⁵, methyl orange Ka 4.0 × 10⁻⁴ red HIn and yellow In⁻, interval about pKa ± 1, phenolphthalein colourless below pH 8.3)
- LibreTexts Acid-Base Indicators (litmus about 5 to 8, methyl orange 3.1 to 4.4, phenolphthalein 8.3 to 10.0; chem.libretexts.org) and bromothymol blue 6.0 to 7.6 yellow to blue (Prairie South indicator table via LibreTexts Chemistry 30)
- PubChem acetic acid pKa 4.76 at 25 °C, sodium bicarbonate 0.1 M pH 8.3, ammonia 0.1 N pH 11.1, sodium hydroxide (pubchem.ncbi.nlm.nih.gov)
- NOAA Ocean acidification (noaa.gov: surface ocean pH has fallen by 0.1 since the industrial revolution, about a 30 percent increase in acidity)
- IUPAC CIAAW abridged standard atomic weights.
Fecha de consulta: 2026-10-17