Reacciones ácido-base

Química

Conceptos clave

Teoría de Brønsted-Lowry: un ácido dona un protón ( $\text{H}^+$ ); una base lo acepta. No se necesita agua ni $\text{OH}^-$ .
Par conjugado: dos especies que difieren en un solo $\text{H}^+$ . Al donar, el ácido forma su base conjugada (quita un $\text{H}^+$ , carga más negativa); al aceptar, la base forma su ácido conjugado (añade un $\text{H}^+$ , carga más positiva).
Especie anfótera: puede donar y aceptar un protón según con quién reaccione. Ejemplos clave: $\text{H}_2\text{O}$ , $\text{HCO}_3^-$ , $\text{HPO}_4^{2-}$ .
Autoionización del agua: $\text{H}_2\text{O}$ reacciona consigo misma: $\text{H}_2\text{O} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^-$ .
En toda reacción ácido-base hay siempre dos pares conjugados.

Para obtener la base conjugada de un ácido: quita un $\text{H}^+$ → la carga baja 1 unidad.
Para obtener el ácido conjugado de una base: añade un $\text{H}^+$ → la carga sube 1 unidad.
Ejemplos: base conjugada de $\text{NH}_4^+$ es $\text{NH}_3$ ; ácido conjugado de $\text{CO}_3^{2-}$ es $\text{HCO}_3^-$ .
Error frecuente: cambiar más de un hidrógeno o invertir el sentido de la carga.

$\text{HCl}(\text{ac}) + \text{NaOH}(\text{ac}) \rightarrow \text{NaCl}(\text{ac}) + \text{H}_2\text{O}(\text{l})$

$2,\text{HCl}(\text{ac}) + \text{Mg}(\text{s}) \rightarrow \text{MgCl}_2(\text{ac}) + \text{H}_2(\text{g})$

$2,\text{HCl}(\text{ac}) + \text{CaCO}_3(\text{s}) \rightarrow \text{CaCl}_2(\text{ac}) + \text{H}_2\text{O}(\text{l}) + \text{CO}_2(\text{g})$

Ecuación iónica neta de una neutralización ácido fuerte/base fuerte: $\text{H}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{H}_2\text{O}$ .

Problema: En $\text{HF}(\text{ac}) + \text{H}_2\text{O}(\text{l}) \rightleftharpoons \text{F}^-(\text{ac}) + \text{H}_3\text{O}^+(\text{ac})$ , identifica los dos pares ácido-base conjugados.
El $\text{HF}$ pierde un $\text{H}^+$ y queda como $\text{F}^-$ : par $\text{HF}/\text{F}^-$ .
El $\text{H}_2\text{O}$ gana un $\text{H}^+$ y queda como $\text{H}_3\text{O}^+$ : par $\text{H}_3\text{O}^+/\text{H}_2\text{O}$ .
Respuesta: pares $\text{HF}/\text{F}^-$ y $\text{H}_3\text{O}^+/\text{H}_2\text{O}$ .

Error frecuente: emparejar un reactivo con un producto cualquiera en lugar de las especies que difieren en un solo $\text{H}^+$ . El par siempre es ácido con su base conjugada.
Error frecuente: invertir la carga al escribir el conjugado (quitar $\text{H}^+$ hace la carga más negativa, no más positiva).
Cuando piden justificar que una especie es anfótera, escribe dos ecuaciones: una donde actúa como ácido y otra donde actúa como base.
La ecuación iónica neta de una neutralización ácido fuerte + base fuerte es siempre $\text{H}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{H}_2\text{O}$ , independientemente de los iones espectadores.
La base conjugada de un ácido fuerte (como $\text{Cl}^-$ ) es tan débil que no capta $\text{H}^+$ del agua de forma apreciable: justificarlo así da el punto.

Conceptos clave

Teoría de Brønsted-Lowry: un ácido dona un protón ( $\text{H}^+$ ); una base lo acepta. No se necesita agua ni $\text{OH}^-$ .
Par conjugado: dos especies que difieren en un solo $\text{H}^+$ . Al donar, el ácido forma su base conjugada (quita un $\text{H}^+$ , carga más negativa); al aceptar, la base forma su ácido conjugado (añade un $\text{H}^+$ , carga más positiva).
Especie anfótera: puede donar y aceptar un protón según con quién reaccione. Ejemplos clave: $\text{H}_2\text{O}$ , $\text{HCO}_3^-$ , $\text{HPO}_4^{2-}$ .
Autoionización del agua: $\text{H}_2\text{O}$ reacciona consigo misma: $\text{H}_2\text{O} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+ + \text{OH}^-$ .
En toda reacción ácido-base hay siempre dos pares conjugados.

Pares conjugados y regla del ±H⁺

Para obtener la base conjugada de un ácido: quita un $\text{H}^+$ → la carga baja 1 unidad.
Para obtener el ácido conjugado de una base: añade un $\text{H}^+$ → la carga sube 1 unidad.
Ejemplos: base conjugada de $\text{NH}_4^+$ es $\text{NH}_3$ ; ácido conjugado de $\text{CO}_3^{2-}$ es $\text{HCO}_3^-$ .
Error frecuente: cambiar más de un hidrógeno o invertir el sentido de la carga.

Tres reacciones típicas de los ácidos

$\text{HCl}(\text{ac}) + \text{NaOH}(\text{ac}) \rightarrow \text{NaCl}(\text{ac}) + \text{H}_2\text{O}(\text{l})$

$2,\text{HCl}(\text{ac}) + \text{Mg}(\text{s}) \rightarrow \text{MgCl}_2(\text{ac}) + \text{H}_2(\text{g})$

$2,\text{HCl}(\text{ac}) + \text{CaCO}_3(\text{s}) \rightarrow \text{CaCl}_2(\text{ac}) + \text{H}_2\text{O}(\text{l}) + \text{CO}_2(\text{g})$

Ecuación iónica neta de una neutralización ácido fuerte/base fuerte: $\text{H}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{H}_2\text{O}$ .

Ejemplo resuelto

Problema: En $\text{HF}(\text{ac}) + \text{H}_2\text{O}(\text{l}) \rightleftharpoons \text{F}^-(\text{ac}) + \text{H}_3\text{O}^+(\text{ac})$ , identifica los dos pares ácido-base conjugados.
El $\text{HF}$ pierde un $\text{H}^+$ y queda como $\text{F}^-$ : par $\text{HF}/\text{F}^-$ .
El $\text{H}_2\text{O}$ gana un $\text{H}^+$ y queda como $\text{H}_3\text{O}^+$ : par $\text{H}_3\text{O}^+/\text{H}_2\text{O}$ .
Respuesta: pares $\text{HF}/\text{F}^-$ y $\text{H}_3\text{O}^+/\text{H}_2\text{O}$ .

En el examen IB

Error frecuente: emparejar un reactivo con un producto cualquiera en lugar de las especies que difieren en un solo $\text{H}^+$ . El par siempre es ácido con su base conjugada.
Error frecuente: invertir la carga al escribir el conjugado (quitar $\text{H}^+$ hace la carga más negativa, no más positiva).
Cuando piden justificar que una especie es anfótera, escribe dos ecuaciones: una donde actúa como ácido y otra donde actúa como base.
La ecuación iónica neta de una neutralización ácido fuerte + base fuerte es siempre $\text{H}^+ + \text{OH}^- \rightarrow \text{H}_2\text{O}$ , independientemente de los iones espectadores.
La base conjugada de un ácido fuerte (como $\text{Cl}^-$ ) es tan débil que no capta $\text{H}^+$ del agua de forma apreciable: justificarlo así da el punto.