Ejemplos de bases químicas según Arrhenius, Brønsted y Lewis
Identifica quién aporta OH⁻, quién acepta un protón y quién dona un par electrónico. Estos 12 casos explicados muestran cómo cambia la interpretación según la reacción y el medio.
Cómo reconocer una base
Tres maneras de identificar una base
Modelo
Qué se busca
Ejemplo
Arrhenius
Aumento de OH⁻ en agua
NaOH disuelto aporta OH⁻.
Brønsted–Lowry
Especie que acepta H⁺
NH₃ pasa a NH₄⁺.
Lewis
Especie que aporta un par para un enlace
NH₃ dona el par a Ag⁺.
Los modelos responden a preguntas distintas. Arrhenius se centra en el medio acuoso; Brønsted–Lowry sigue protones; Lewis sigue pares electrónicos. Una misma especie puede encajar en más de uno. El modelo de Lewis amplía los casos que podemos describir, pero no vuelve inútiles los otros.
En cada caso, observa los reactivos, el producto y la función indicada. (s) significa sólido; (l), líquido; (g), gas; (aq), disuelto en agua. ⇌ indica equilibrio. Los esquemas sin fases declaran sus límites y no son procedimientos experimentales.
EJEMPLO 1
NaOH y KOH: reconocer el aporte de OH⁻
Arrhenius · NaOH y KOH son bases en agua
Al disolverse, estos sólidos iónicos separan sus iones. El aumento de OH⁻ permite reconocer su comportamiento básico en el modelo acuoso de Arrhenius.
NaOH(s) → Na⁺(aq) + OH⁻(aq) — disolución en agua.
KOH(s) → K⁺(aq) + OH⁻(aq) — disolución en agua.
Na⁺ y K⁺ son contraiones. En una reacción de protonación, el OH⁻ acepta H⁺ y también puede describirse como base de Brønsted–Lowry. Cambiar de modelo no cambia la identidad del ion.
Cada unidad de Ba(OH)₂ disuelta aporta dos iones OH⁻. La fórmula requiere el subíndice 2 porque Ba tiene carga +2 y cada hidróxido tiene carga −1.
Ba(OH)₂(s) → Ba²⁺(aq) + 2 OH⁻(aq) — fracción que se disuelve en agua.
Para una disolución diluida completamente disociada, [OH⁻] ≈ 2c, donde c es la concentración de Ba(OH)₂ disuelto. No se cuenta solo un OH⁻ por tener un único metal.
La baja solubilidad del hidróxido de cobre(II) no impide que reaccione con un ácido. En el balance neto consume dos iones hidronio por unidad de fórmula.
Cu(OH)₂(s) + 2 H₃O⁺(aq) → Cu²⁺(aq) + 4 H₂O(l)
No es correcto asignarle la misma concentración de OH⁻ que a NaOH a partir de la masa de sólido añadida. Hay que distinguir cuánto se disuelve de cuánto puede reaccionar con un ácido.
Con un ácido, Al(OH)₃ consume protones; con exceso de OH⁻ forma un complejo soluble. El mismo compuesto no desempeña una función básica fija en cualquier medio.
Al(OH)₃(s) + 3 H₃O⁺(aq) → Al³⁺(aq) + 6 H₂O(l)
Al(OH)₃(s) + OH⁻(aq) ⇌ [Al(OH)₄]⁻(aq) — en medio fuertemente básico.
En el segundo proceso, OH⁻ aporta el par electrónico y actúa como base de Lewis; el centro de aluminio lo acepta. El comportamiento anfótero explica por qué no basta memorizar una lista de hidróxidos.
El amoníaco pasa de NH₃ a NH₄⁺ al aceptar un protón del agua. El agua pierde ese protón y se convierte en OH⁻. Así se genera hidróxido sin que NH₃ lo contenga en su fórmula.
NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)
NH₃/NH₄⁺ y H₂O/OH⁻ son los dos pares conjugados. La flecha doble expresa equilibrio: una base débil reacciona parcialmente en estas condiciones, no necesariamente de forma lenta.
En el hidruro iónico de litio, H⁻ puede recibir un protón y formar H₂. LiH reacciona con el agua; no se limita a disolverse como una base débil.
LiH(s) + H₂O(l) → LiOH(aq) + H₂(g) — balance global con suficiente agua.
H⁻ + H₂O → H₂ + OH⁻ — esquema de transferencia de protón, no disolución acuosa de H⁻.
El balance con H⁻ es un esquema iónico: no supone hidruro libre estable en agua. Además del cambio ácido-base, H pasa de −I y +I a 0: esta reacción también admite una descripción redox.
Los dos hidruros de CaH₂ reciben protones del agua. El balance produce dos moléculas de H₂ por cada unidad de CaH₂.
CaH₂(s) + 2 H₂O(l) → Ca²⁺(aq) + 2 OH⁻(aq) + 2 H₂(g) — balance en medio acuoso diluido.
La ecuación usa los iones de la fracción disuelta. Si se supera la solubilidad del hidróxido de calcio, también puede haber Ca(OH)₂ sólido. La reacción es vigorosa y libera gas inflamable; no es una práctica casera.
Frente a HCl, el agua acepta H⁺ y forma H₃O⁺. Frente a NH₃, cede H⁺ y forma OH⁻. Para identificar la base hay que seguir el protón en una reacción concreta.
HCl(aq) + H₂O(l) → H₃O⁺(aq) + Cl⁻(aq)
NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)
Anfiprótico significa que puede donar o aceptar protones. No significa que el agua tenga simultáneamente pH ácido y básico.
El par libre del nitrógeno forma el enlace N–B del aducto H₃N→BF₃. Ningún protón tiene que trasladarse para que exista una reacción ácido-base de Lewis.
NH₃ + BF₃ → H₃NBF₃ — esquema molecular de aducto, sin disolvente especificado.
Donar un par para un enlace no convierte automáticamente a la base en reductor. Aquí N conserva −III y B conserva +III; no cambian sus estados de oxidación.
Dos moléculas de amoníaco aportan pares electrónicos al ion plata y forman el ion diamminplata(I). Ag⁺ acepta esos pares: en este proceso no es la base.
Ag⁺(aq) + 2 NH₃(aq) ⇌ [Ag(NH₃)₂]⁺(aq)
La carga total es +1 antes y después. La plata sigue en estado +I; formar un complejo no equivale a producir plata metálica.
AlCl₃ y Cl⁻: base y ácido en una reacción de Lewis
Lewis · Cl⁻ es la base; AlCl₃ es el ácido
Cl⁻ aporta un par al centro de aluminio y se obtiene [AlCl₄]⁻. La base es el ion cloruro, mientras que AlCl₃ actúa como aceptor.
AlCl₃ + Cl⁻ → [AlCl₄]⁻ — esquema de aducto en medio anhidro, no acuoso.
Es un esquema para un medio anhidro apropiado. No representa lo que ocurre al echar AlCl₃ al agua, donde intervienen hidratación e hidrólisis. El aluminio permanece en estado +III.
CO en un carbonilo metálico: donación desde el carbono
Lewis · CO es monóxido de carbono
En complejos como Ni(CO)₄, el CO se enlaza al metal por el carbono y aporta densidad de un par electrónico al enlace. Ese componente donante permite describirlo como base de Lewis.
El enlace incluye también retrodonación del metal hacia CO. Esta descripción no implica que CO produzca una disolución alcalina. CO y CO₂ son moléculas distintas; el segundo es dióxido de carbono.
AlH₃: no todos los hidruros se interpretan como LiH
El alano, AlH₃, forma aductos con aminas y éteres. En ellos el ligando aporta un par al aluminio: el centro de Al actúa como ácido de Lewis. Sus enlaces Al–H también intervienen en otras reacciones, incluida transferencia de hidruro, pero eso no autoriza a tratarlo como una base acuosa sencilla o como un equivalente de NH₃.
Para clasificar un caso de AlH₃ hay que indicar el reactivo, el centro que reacciona y el medio. Una etiqueta única para toda la fórmula oculta esa información.
GeH₄ es germano o tetrahidruro de germanio. Su molécula es tetraédrica; en su estructura de Lewis sencilla, los ocho electrones de valencia forman cuatro enlaces Ge–H y no queda un par libre central como en NH₃.
No se presenta como base acuosa habitual ni se le atribuye aceptación de protones a partir de su fórmula. Esto no afirma que ninguna reacción especializada sea posible: significa que una clasificación ácido-base exige un proceso concreto que la justifique.
CO es monóxido de carbono; CO₂ es dióxido de carbono. El caso 12 trata la coordinación de CO. CO₂, en cambio, se clasifica como óxido ácido en el contexto acuoso habitual y consume OH⁻ al formar bicarbonato o carbonato, según las proporciones y el medio.
No se puede cambiar un nombre sin comprobar también la fórmula y la reacción. Que CO actúe como donante en un complejo no convierte a CO₂ en una base acuosa.
El pH describe una disolución y sus condiciones, no una sustancia aislada. En agua a 25 °C, el punto neutro está aproximadamente en pH 7; cambia con la temperatura. No tiene sentido asignar automáticamente un pH a un aducto de Lewis en un medio anhidro.
Fuerza, concentración, solubilidad y rapidez son propiedades diferentes. Una base fuerte puede estar muy diluida; una base poco soluble puede neutralizar un ácido. El pH por sí solo no permite decidir cuál de esas situaciones se tiene.
En el modelo ideal diluido a 25 °C, NaOH de aproximadamente 1,0 × 10⁻⁵ mol/L da pH 9,00. Sigue siendo una base fuerte: no existe una regla que reserve las bases fuertes al intervalo 10–14.
Un ácido fuerte y un hidróxido soluble pueden reaccionar formando agua y una sal. Sin embargo, formar agua no es requisito de toda reacción ácido-base: NH₃ gaseoso y HCl gaseoso pueden formar NH₄Cl sólido por transferencia de un protón, sin producir agua.
Tampoco toda neutralización termina en pH 7. El exceso de reactivo y los equilibrios de las especies finales importan. En las reacciones de Lewis, el resultado puede ser un aducto o un complejo.
Viscosidad, sabor y tacto no son criterios universales para clasificar bases, ni pruebas que deban realizarse. Hay bases poco solubles y el riesgo depende del compuesto, de su concentración y de la exposición. «Débil» no significa inocuo.
La identificación se apoya en la composición y en reacciones justificadas. Los hidruros que reaccionan con agua y liberan H₂ requieren condiciones de manejo específicas; las ecuaciones de esta página se usan para interpretar química.
6. ¿Una disolución de NaOH con pH 9,00 demuestra que NaOH es una base débil?
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No. Una disolución ideal de NaOH de aproximadamente 1,0 × 10⁻⁵ mol/L da pH 9,00 a 25 °C. La baja concentración no lo convierte en base débil.
7. ¿CO y CO₂ tienen el mismo nombre y comportamiento?
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No. CO es monóxido de carbono y puede actuar como ligando donante. CO₂ es dióxido de carbono y se clasifica como óxido ácido en el contexto acuoso habitual.
8. ¿GeH₄ debe clasificarse como NH₃ por contener hidrógeno?
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No. Sus estructuras y reacciones son distintas. La estructura de Lewis sencilla de GeH₄ tiene cuatro enlaces Ge–H y ningún par libre central; NH₃ tiene un par libre en N. La fórmula con H no demuestra basicidad.
