Ácidos y bases: Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis

¿Qué distingue a un ácido de Arrhenius, de Brønsted-Lowry y de Lewis?

Las tres teorías nombran la misma familia de reacciones, pero miran un detalle distinto. Arrhenius se queda en el agua y en el ion que aparece. Brønsted-Lowry sigue al protón, esté o no el agua de por medio. Lewis sigue al par de electrones que arma un enlace nuevo. Si el reactivo dice "según la teoría de...", la teoría elige la respuesta. ^{1 2 5}

En 1680 Robert Boyle ya describía ácidos que disuelven sustancias, cambian el tornasol de azul a rojo y pierden esas propiedades al tocar un álcali. En el siglo XVIII se les reconoció sabor agrio, la reacción con la piedra caliza que suelta un gas (hoy se sabe que es dióxido de carbono) y la formación de sustancias neutras al juntarlos con álcalis. En 1815 Humphry Davy mostró que el hidrógeno es constituyente esencial de los ácidos. Por la misma época, Joseph Louis Gay-Lussac concluyó que un ácido neutraliza una base y que las dos clases solo se definen una frente a la otra. ¹

En 1884 Svante Arrhenius definió un ácido como un compuesto que se disuelve en agua y produce cationes de hidrógeno, hoy reconocidos como iones hidronio, $\mathrm{H_3O^+}$. Una base, en esa misma definición, se disuelve en agua y produce aniones hidróxido, $\mathrm{OH^-}$. La definición no está mal: está limitada al disolvente agua y a esos dos iones. El hidróxido de sodio encaja porque trae $\mathrm{OH^-}$. Un ácido como el cloruro de hidrógeno encaja porque en agua aparece hidronio. Una reacción sin agua, o una base que no suelta hidróxido, se sale del marco. ¹

En 1923 el danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowry ampliaron el criterio. Un protón, $\mathrm{H^+}$, es lo que queda cuando un átomo de hidrógeno pierde su electrón. Un ácido de Brønsted-Lowry dona ese protón a otro compuesto. Una base de Brønsted-Lowry lo acepta. La reacción ácido-base es esa transferencia: del donador al aceptor. El producto que queda cuando el ácido ya donó el protón es su base conjugada, porque puede volver a aceptarlo. El producto que queda cuando la base ya aceptó el protón es su ácido conjugado, porque puede volver a soltarlo. ²

En el agua con amoniaco se ve el par completo. Una molécula de agua funciona como ácido y le transfiere un protón al amoniaco, que funciona como base. Quedan el hidróxido, base conjugada del agua, y el ion amonio, ácido conjugado del amoniaco:

$$\mathrm{H_2O(l) + NH_3(ac) \rightleftharpoons OH^-(ac) + NH_4^+(ac)}$$

El agua de la izquierda se empareja con el hidróxido de la derecha. El amoniaco de la izquierda se empareja con el amonio de la derecha. No hace falta que la base de Arrhenius "traiga" el hidróxido desde el frasco: aquí el hidróxido se forma porque el agua soltó el protón. ³

Hay especies que pueden los dos papeles. Se llaman anfipróticas. Anfótero es el nombre más amplio: una especie que actúa como ácido o como base bajo cualquier definición, no solo la de Brønsted-Lowry. El agua es la especie anfiprótica más importante. En su autoionización una molécula dona el protón y otra lo acepta, y aparecen hidronio e hidróxido. El ion bicarbonato también hace las dos cosas. Si dona el protón al agua, quedan carbonato e hidronio. Si acepta un protón del agua, quedan ácido carbónico e hidróxido. ⁴

El mismo año 1923, el estadounidense G. N. Lewis propuso un marco más amplio. Un ácido de Lewis es cualquier molécula o ion que puede aceptar un par de electrones. Una base de Lewis es cualquier molécula o ion que puede donarlo. La reacción forma un aducto: un compuesto con un enlace covalente coordinado, también llamado dativo, entre el ácido y la base. En ese enlace, un solo átomo aporta los dos electrones. Así se forma el hidronio cuando el agua se combina con un ion hidrógeno, y el amonio cuando el amoniaco se combina con un ion hidrógeno. ⁵

El trifluoruro de boro, $\mathrm{BF_3}$, tiene en el boro solo seis electrones de valencia. Le falta el octeto, así que es un ácido de Lewis muy bueno y reacciona con muchas bases de Lewis. En el ejemplo del texto, el ion fluoruro dona uno de sus pares libres. En otro ejemplo, cada una de dos moléculas de amoniaco, bases de Lewis, dona un par a un ion plata, que es el ácido de Lewis. Un ácido de Brønsted-Lowry como el $\mathrm{HCl}$ se lee, en Lewis, como un aducto: la transferencia del protón ocurre porque se forma un aducto más estable. Las definiciones no coinciden palabra por palabra, y aun así se traslapan. ⁶

Quién es fuerte y quién se ioniza solo un poco está en ácidos y bases fuertes y débiles. Cómo se lee el número de la escala está en pH e indicadores.

Ideas clave

• Arrhenius. Ácido: suelta hidronio en agua. Base: suelta hidróxido en agua. Sirve en agua y se queda corto fuera de ella. ¹
• Brønsted-Lowry. Ácido: dona un protón. Base: lo acepta. Cada uno deja su especie conjugada. ²
• Amoniaco en agua. El agua es el ácido y el amoniaco es la base. Salen hidróxido y amonio. ³
• Anfiprótico. Puede donar o aceptar un protón. El agua y el bicarbonato lo hacen. Anfótero es el término más amplio. ⁴
• Lewis. Ácido: acepta un par de electrones. Base: lo dona. El producto es un aducto con enlace coordinado. El $\mathrm{BF_3}$ acepta pares. ^{5 6}

Ejemplos resueltos

Agua frente a amoniaco

La ecuación es $\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}$.

1. El protón que gana el nitrógeno salió del agua. El agua dona, así que es el ácido de Brønsted-Lowry. ³
2. El amoniaco acepta ese protón. Es la base.
3. El amonio es el ácido conjugado del amoniaco. El hidróxido es la base conjugada del agua. ²
4. Arrhenius no diría que el amoniaco "trae" hidróxido en la fórmula. El hidróxido aparece porque el agua se partió. Por eso el reactivo pide la teoría de Brønsted-Lowry y no la de Arrhenius. ¹

Bicarbonato en los dos sentidos

1. Como ácido, el bicarbonato le cede un protón al agua: quedan carbonato e hidronio. ⁴
2. Como base, el bicarbonato le quita un protón al agua: quedan ácido carbónico e hidróxido.
3. Son dos ecuaciones distintas. No las sumes en una sola flecha.
4. El agua cambia de papel en cada ecuación. En la primera es base. En la segunda es ácido.

Trifluoruro de boro

1. El boro del $\mathrm{BF_3}$ tiene seis electrones de valencia, no ocho. Puede aceptar un par. Es ácido de Lewis. ⁶
2. El fluoruro dona un par libre. Es la base de Lewis de ese ejemplo.
3. El producto es un aducto con enlace coordinado: los dos electrones del enlace nuevo los puso la base. ⁵
4. Si el reactivo escribe amoniaco en lugar de fluoruro, el criterio no cambia. Quien acepta el par es el ácido. Quien lo dona es la base.

Errores comunes

Tomar "libera $\mathrm{OH^-}$ en agua" como definición del ácido de Arrhenius. Esa frase es la de la base. El ácido de Arrhenius libera cationes de hidrógeno, leídos hoy como hidronio. ¹

Decir que en el amoniaco acuoso el agua es la base porque "el agua siempre es neutra". En esa ecuación el agua dona el protón. El carácter neutro del agua pura es otra cuenta, la del pH, y no anula este papel. ³

Llamar ácido de Lewis solo a lo que tiene hidrógeno. Lewis no pide hidrógeno. Pide un hueco para un par de electrones. El $\mathrm{BF_3}$ es el caso de manual. ⁶

Cómo lo pregunta el examen

Un reactivo escribe amoniaco más agua en equilibrio con amonio e hidróxido, y pregunta cómo actúa el agua según Brønsted-Lowry. El agua dona el protón: es el ácido. No marques "base" solo porque a la derecha hay hidróxido. ³

Otro escribe trifluoruro de boro más amoniaco y dice que el nitrógeno comparte su par libre con el boro. Según Lewis, el $\mathrm{BF_3}$ acepta ese par: es el ácido. El amoniaco, que lo dona, es la base. Estas fichas no copian esa ecuación del libro: el libro ilustra el $\mathrm{BF_3}$ con fluoruro y el amoniaco con el ion plata. El criterio es el mismo. ^{6 5}

En el emparejamiento, Arrhenius se junta con "libera iones $\mathrm{H^+}$ en agua", Brønsted-Lowry con "dona un protón" y Lewis con "acepta un par de electrones". La opción de liberar $\mathrm{OH^-}$ es la base de Arrhenius, no un ácido. ^{1 2 5}

Resumen

• Arrhenius, 1884: ácido, hidronio en agua; base, hidróxido en agua. ¹
• Brønsted-Lowry, 1923: el ácido dona el protón y la base lo acepta. ²
• Lo que sobra del ácido es su base conjugada. Lo que gana la base es su ácido conjugado. ²
• Con amoniaco, el agua es el ácido. El bicarbonato y el agua pueden los dos papeles. ^{3 4}
• Lewis, 1923: el ácido acepta un par de electrones y la base lo dona. El $\mathrm{BF_3}$ acepta. ^{5 6}