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Teoría de Arrhenius
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Arrhenius definió los ácidos como
electrolitos que contienen hidrógeno y que, disueltos en agua, producen una
concentración de iones hidrógeno o protones, H+, mayor que la
existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como
una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidróxido, OH-
(también llamados aniones hidroxilo).
La teoría de Arrhenius ha sido
objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácido se limita a
especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que
contienen iones hidróxido. La segunda crítica es que la teoría solo se
refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas
reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
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Ácidos de Arrhenius:
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{
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H2SO4
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→
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HSO4-
|
+
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H+
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HAc
|
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Ac-
|
+
|
H+
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Base de Arrhenius:
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NaOH
|
→
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Na+
|
+
|
OH-
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Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius
Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en
la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de
Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó
las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen
carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica.
Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que
disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones,
mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una
base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones
hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH- H2O
La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el
concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el
de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que
la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen
muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como
sustancias que, en solución acuosa.
·
Tienen un sabor agrio si
se diluyen los suficiente para poderse probar.
·
Hacen que el papel
tornasol cambie de azul a rojo.
·
Reaccionan con los
metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso,
H2 (g).
·
Reaccionan con los
compuestos llamados bases (contienen iones hidróxido, OH-) formando agua y
compuestos llamados sales. La sal que se forma está compuesta por el ion
metálico de la base y el ion no metálico del ácido. Casi todas las sales son
sólidos cristalinos de alto punto de fusión y de ebullición.
La reacción de un ácido con una base se llama neutralización. Si se mezclan
las cantidades correctas de ácidos y bases, se pierden sus propiedades
originales. El producto de reacción tiene un sabor que no es agrio ni amargo,
sino salado. Se produce una sal y agua cuando un ácido neutraliza una base.
Arrhenius propuso que las propiedades características de los ácidos con en
realidad propiedades del ion hidrógeno, H+, y que los ácidos son compuestos que
liberan iones hidrógeno en las soluciones acuosas.
Arrhenius y otros científicos reconocían en términos generales que las
bases (también llamadas álcalis) son sustancias que, en solución acuosa,
·
Tienen un sabor amargo.
·
Se sienten resbalosas o
jabonosas al tacto.
·
Hacen que el papel
tornasol cambie de rojo a azul.
·
Reaccionan con lo ácidos
formando agua y sales.
Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (álcalis) eran en
realidad propiedades del ion hidróxido, OH-. Propuso que las bases con
compuestos que liberan iones hidróxido en solución acuosa. Las definiciones de
Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones
acuosas.
Acidos y bases de Arrhenius:
·
Los ácidos liberan iones
hidrógeno en agua.
·
Las bases liberan iones
hidróxido en agua.
Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry
Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En
1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química
en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el
campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico
que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como
resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la
definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto
el de pares ácido-base conjugados.
Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el
caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos
estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron
compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se
necesitaba una nueva teoría.
Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,
·
Un ácido de Bronsted -
Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+
·
Una base Bronsted -
Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-
Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se
necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una
disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un
protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base NH2- + base + H+
El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un
ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre
una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una
competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente
reacción de Acido (1) con Base (2)
Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el
protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el
protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación
descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda.
La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par
ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque
transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base
conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un
ácido débil.
Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no
transfiere con facilidad un protón al agua:
HF + H2O H3O+ + F-
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base
más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de
Brønsted y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades
anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De
este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella
(como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse
que el agua:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que
ella (como el amoníaco):
NH3 + H2O NH4+ + OH-
Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis
Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó
la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en
las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en
Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de
Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su
muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en
Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química.
La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría
completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y
bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y
bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De
hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es
también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones
para ácidos y bases son:
·
Un ácido de Lewis es una
sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
·
Un ácido de Lewis es una
sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius
y de Bronsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las
sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Bronsted - Lowry
lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión
hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una
base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá
de los modelos de Bronsted y Arrhenius.
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia
especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de
Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en
solución acuosa.
Ejemplos
Ejemplo de la teoría de Arrhenius:
·
El ácido Clorhídrico ,
HCl (ac) reacciona con el magnesio metálico produciendo hidrógeno gaseoso y
cloruro de magnesio.
2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac)
Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:
·
En la reacción del
cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar ácido clorhídrico, el
HCl (g) es el donador de protones. Todas las bases de Arrhenius son también
bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras bases. En el
caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el receptor de
protones (la base) es el agua.
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)
Ejemplo de la teoría de Lewis:
·
El amoníaco se comporta
como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de
boro para formar un par ácido-base:
H3N: + BF3ðH3N-BF3
