Teoria De Arrhenius

Teoría de Arrhenius

El químico sueco Svante August Arrhenius (1859 – 1927) se interesó pronto por el estudio de las soluciones y, en particular, por aquellos que M. Faraday llamó electrolitos indicando con ello que eran sustancias capaces de conducir la electricidad en una solución acuosa o al fundirse.

Arrhenius en su teoría indica que los electrolitos existen en el agua como partículas cargadas eléctricamente (iones) y aunque las propiedades de ácidos y bases ya eran conocidas anteriormente y estaban determinadas de forma general, Arrhenius fue el primer científico en demostrar la naturaleza fundamental de ácidos y bases.

A partir de sus experimentos con electrolitos, logró postular su teoría indicando:

- Los ácidos producen iones hidrógeno (H+) en solución acuosa.

- Las bases en iguales condiciones producen iones hidroxilo u oxhidrilo (OH-).

La teoría de Arrhenius se limita a:

1.) Clasificar los ácidos como especies químicas que contienen iones hidrógeno (H+) y bases, como especies químicas que contienen iones hidroxilo (OH-).

2.) Solo se refiere a diluciones acuosas y se han encontrado reacciones ácido-base que se también se verifican en ausencia de agua.

3.) Siempre que reacciona un ácido con una base en cantidades correctas, se produce una sal y agua. A esto se le denomina neutralización.

Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.

Reacciones de Neutralización:

La reacción mediante la cual una base neutraliza las propiedades de un ácido recibe el nombre de neutralización y se ajusta, en términos generales, a una ecuación química del tipo:

ácido + base -----> sal + agua

De acuerdo con la teoría de Arrhenius, la neutralización se reduce a una reacción entre los iones H+ y OH- característicos respectivamente de ácidos y bases para dar agua:

Aún cuando la teoría de Arrhenius tiene esa validez restringida, característica de las primeras aproximaciones, constituyó, un adelanto importante en la explicación de los procesos químicos. Además a pesar de sus limitaciones, se sigue utilizando por su sencillez en aquellas circunstancias en las que la facilidad de comprensión pesa más que el estricto rigor científico.

Las reacciones de neutralización tienen muchas aplicaciones. Una de las más conocidas es el remedio cotidiano para aliviar el exceso de acidez estomacal.

El estómago, para ejercer la función de digerir

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