Teoría ácido-base de Arrhenius

Teoría Ácido-Base de Arrhenius

Svante Arrhenius, un científico sueco, realizó importantes descubrimientos en química, sobre todo relacionado con las disociaciones de compuestos en disolución acuosa (lo que le valió ser galardonado con el Premio Nobel de Química en 1903). Dentro de lo más importante que formulo este químico se encuentra su Teoría ácido-base, la cual se verá aquí muy superficialmente, tan solo dando las conclusiones de su estudio.

Según Svante, un ácido era aquella sustancia química capaz de liberar iones hidrógeno en medio acuoso, mientras que una base era aquella sustancia química capaz de dejar iones hidroxílos en disolcuión acuosa. Esta definición tenía ciertas limitantes, como las que se ennumeran a continuación:

1. Esta teoría es válida únicamente ne medio acuoso, ya que en otro solvente no necesariamente ocurre tal cuál.

2. Esta teoría no considera a los ácidos no-proticos, los cuales se ven incapaces de liberar iones hidrógenos, ni a las bases deshidroxiladas, incapaces de liberar iones hidroxílos.

En la Imágen 34 se representan un ácido (arriba) y una base (abajo), de manera general, según como las veía S. Arrhenius. Mientras que en la Imágen 35 se puede apreciar una imágen 3D del ión hidroxílo.

Imágen 34: Representaciones de un ácido de Arrhenius (arriba) y una base de Arrhenius (arriba) culaquiera. Tener en cuenta que en ambos casos se consideró medio acuoso.

Imágen 35: Vista 3D del ión hidroxílo.

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Teoría de Arrhenius

A finales del siglo XIX, Arrhenius estudió la disociación iónica de los compuestos inorgánicos, que se producía al disolverlos en agua. Comprobó que había sustancias moleculares que en disolución conducían la corriente eléctrica; la razón debía ser que daban lugar a iones. Para ello, se han de romper enlaces covalentes polares y formarse iones. Esto les sucede a los ácidos y a algunas bases: se disocian originando iones. Además, hay bases como los hidróxidos que ya tienen iones en su constitución en estado puro, y esos iones son los mismos que hay cuando el hidróxido se disuelve.

Arrhenius llegó a la conclusión de que las propiedades características de las disoluciones acuosas de los ácidos se debían a los iones hidrógeno, H+, mientras que las propiedades típicas de las bases se debían a los iones hidróxido, OH-, (también llamados hidroxilo u oxhidrilo). Para ello, propuso las siguientes definiciones:

Ácido es una sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones hidrógeno, H+.

Base es una sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones hidróxido, OH-.

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La reacción de neutralización

Imagen 3 Walkerma, Dominio público

Con la teoría de Arrhenius se comprende fácilmente la capacidad de los ácidos y bases de neutralizar sus propiedades características entre sí, lo que se llama reacción de neutralización. El proceso debe suponer la desaparición de los iones característicos, H+ y OH- , que se combinan para dar moléculas de agua. Así, por ejemplo, cuando se mezcla una disolución acuosa de ácido clorhídrico con otra de hidróxido de sodio, la reacción de neutralización puede escribirse en la forma:

Cl-(aq) + H+(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → H2O + Cl-(aq) + Na+(aq)

Los iones Cl-(aq) y Na+(aq) prácticamente no han sufrido ninguna modificación: estos iones se encuentran igual que cuando se disuelve NaCl en agua y se suelen llamar iones espectadores. Por esa razón puede decirse que en la neutralización reaccionan un ácido y una base para dar sal y agua, por lo que la reacción de neutralización puede escribirse en la forma iónica neta:

H+(aq) + OH-(aq) → H2O

La reacción está muy desplazada hacia la derecha, es decir, la neutralización es prácticamente total. Además, justifica que la neutralización sea independiente del ácido y la base que reaccionan.

Limitaciones de la teoría de Arrhenius

La teoría de Arrhenius sólo es valida para disoluciones acuosas (no se puede utilizar para disolventes distintos del agua), las bases deben tener OH en su molécula (esta teoría no puede explicar el carácter básico de sustancias como el NH3 o el Na2CO3) y los ácidos deben tener H en su molécula y al disociarse en agua dar H+ (los iones hidrógeno o protones, debido a su pequeñísimo radio, 10-13 cm, no existen como tales en disoluciones acuosas, sino que están fuertemente hidratados, originando iones hidronio, H3O+).

Escribe las reacciones de disociación iónica en disolución acuosa de los ácidos el HCl, HNO3, H2SO4 y de bases como NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3. ¿Qué especies serán las responsables del carácter ácido y básico, respectivamente, de dichas sustancias?

Imagen 4 Time3000,

Dominio público

La teoría de Arrhenius fue presentada en 1884 en una revolucionaria tesis doctoral. Tropezó, al principio, con la oposición de muchos químicos famosos, que encontraban serias dificultades para creer que, por ejemplo, el cloruro de sodio se disociase al disolverse en iones de cloro y de sodio, pues, tenían erróneamente la idea de que los iones debían tener las mismas propiedades que los elementos correspondientes.

Desgraciadamente, esta misma idea errónea la tienen todavía muchos estudiantes de Química, por lo que conviene hacer hincapié para deshacerla y darse cuenta que las propiedades del ión cloruro, por ejemplo, son muy distintas de las del elemento cloro, y se parecen mucho más a las propiedades del gas noble argón, por tener sus átomos la misma estructura electrónica que la de los iones cloruro.

Sin embargo, muy pronto se hizo muy famoso el nombre de Arrhenius, y en el año 1903 recibió el premio Nobel de Química por su teoría de la ionización, completamente aceptada en esta época y gracias a la cual se habían podido interpretar muchas de las propiedades de las disoluciones de electrólitos, esto es, de los ácidos, bases y sales.

Teoría ácido-base de Lewis

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).

Bases de LEWIS

Las definiciones de Arrhenius o de Brönsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.

También existen sustancias de Lewis, que pueden actuar como ácidos y bases a la vez, es decir, son anfóteras (ej: óxido de aluminio).

Según la teoría de Lewis, un ión hidrógeno (H+), invariablemente será un ácido, y un ión hidróxido, (OH-), siempre será una base; pero las definiciones de Lewis amplían el modelo ácido - base por lo que tienen gran importancia en la química orgánica ya que el concepto de Lewis además identifica como ácidos ciertas sustancias que no contienen hidrógeno y que tienen la misma función que los ácidos comunes que contienen hidrógeno.

Ej: SO3 + (O)-2 --> (SO4)-2 donde el SO3 actúa como ácido y el (SO4)-2 como base.

O en la reacción AlCl3 + Cl- --> AlCl4- donde el tricloruro de aluminio actúa como ácido y el ion tetracloruro de aluminio como base.

Muchos de los ácidos de Lewis, son importantes catalizadores en diversas reacciones orgánicas.

Lewis determinó una base como una sustancia que posee un par de electrones sin compartir, con el cual puede formar un enlace covalente con un átomo, una molécula o un ión. Un ácido es una sustancia que puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones de la base.

Para los ácidos y las bases de Lewis, existen reglas cualitativas que nos permiten poder predecir la fuerza de una sustancia, y estimar incluso, que tipo de base preferirá un ácido concreto o viceversa. Estas reglas se pueden dividir en:

Bases fuertes, son aquellas sustancias que tienen un átomo que cede, cuya densidad electrónica se deforma difícilmente (polariza), debido a esto, por lo general, el átomo dador es de pequeño tamaño y bastante electronegativo. Ej: F-, OH-, O-2

Bases débiles, en cambio, son aquellas sustancias que poseen un átomo dador cuya densidad electrónica se deforma fácilmente. Dichos átomos suele ser menos electronegativos, y de mayor tamaño que en las bases fuertes. Por ejemplo: Br-, I-, CN-, CO-

Las sustancias que son bases en el sistema de Brönsted también son bases de acuerdo con el sistema

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