Teoría de Arrhenius (1859-1927)
La primera definición de ácido y
base fue acuñada en 1887 por Savane Arrhenius quien los define
como sustancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-),
respectivamente.
Ácido es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse, en disolución acuosa, dando iones H+
Base es toda sustancia que posee algún grupo OH capaz de disociarse, en disolución acuosa, dando iones OH-
Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características básicas.
Ácido es toda sustancia que posee algún átomo de hidrógeno capaz de disociarse, en disolución acuosa, dando iones H+
Base es toda sustancia que posee algún grupo OH capaz de disociarse, en disolución acuosa, dando iones OH-
Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen características básicas.
Son ejemplos de ácidos:
- HCl → Cl- + H+
- HNO3 → NO3 - + H+
Son ejemplos de
bases:
- NaOH → Na+ + OH-
- Ca(OH)2 → Ca2+ + 2 OH-
Teoría de Brönsted-Lowry
Según Johannes Brönsted
(1879-1947) y Thomas Lowry (1874-1936), el carácter ácido de las sustancias no se debe
exclusivamente a que en disolución acuosa se disocien originando protones (H+), sino a su facilidad para ceder protones a otras.
Ácido es toda sustancia capaz de ceder un protón.
Base es toda sustancia capaz de aceptar un protón.
Base es toda sustancia capaz de aceptar un protón.
De
esta forma, el carácter ácido de una disolución de ácido clorhídrico se debe a
que éste cede protones al agua de acuerdo a la reacción:
HCl + H2O → Cl- + H3O+
de manera que la sustancia que cede protones es
el ácido (HCl) y la que los acepta, la base (H2O). Al ion H3O+ se le denomina ion hidroxonio o ion
hidronio.
Se sabe que el ion hidrógeno (H+) nunca se encuentra libre como tal, según se
desprende de la teoría de Arrhenius que, para la disociación del mismo ácido,
da la reacción:
HCl → Cl- + H+
Sin
embargo, esta ecuación puede considerarse como una forma simplificada de la
siguiente:
HCl
+ H2O → Cl- + H3O+
por
lo que ambas ecuaciones suelen utilizarse indistintamente.
Teoría de Lewis (1875-1946)
Gilbert Newton Lewis químico estadounidense que en 1938 formuló la teoría del enlace covalente donde propuso que no todas las reacciones ácido-base implican transferencia de protones, pero sin embargo forman siempre un enlace covalente dativo. Propuso la escritura de fórmulas utilizando puntos para resaltar los electrones.
Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo. (H+)
Diferencias de las teorías ácido base:
Gilbert Newton Lewis químico estadounidense que en 1938 formuló la teoría del enlace covalente donde propuso que no todas las reacciones ácido-base implican transferencia de protones, pero sin embargo forman siempre un enlace covalente dativo. Propuso la escritura de fórmulas utilizando puntos para resaltar los electrones.
Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo. (H+)
Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres,
capaces de ser donados para formar enlaces covalentes dativos. (OH-)
El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la
base debe tener algún par de electrones solitarios. La reacción de un ácido con una base de Lewis
da como resultado un compuesto de adición.
Todas las sustancias químicas que son ácidos o bases según
las teorías de Arrhenius y de Brönsted Lowry también lo son de acuerdo con la
teoría de Lewis; pero muchos ácidos de Lewis, no lo son de Brönsted, ejemplo:
(BF3 + :NH3
→ F3B NH3).
Las definiciones de Arrhenius o de Brönsted - Lowry son por
lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
Diferencias de las teorías ácido base:
Teoría
|
Arrhenius
|
Brönsted-Lowry
|
Lewis
|
Definición de ácido
|
Cede H+ en agua
|
Cede H+
|
Captador de e-
|
Definición de base
|
Cede OH- en agua
|
Acepta H+
|
Donador de e-
|
Neutralización
|
Formación de
agua
|
Transferencia de H+
|
Formación de enlace covalente coordinado
|
Ecuación
|
H+ + OH- → H2O
|
HA + B- → A- + BH
|
A+
+ B- → A-B
|
Limitación
|
Solo soluciones acuosas
|
Solo transferencia de H+
|
Teoría general
|
Propiedades características de los ácidos y bases
