Guía de Lectura "Teorías Ácido-Base: Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis"
Teoría de Arrhenius
Svante Arrhenius propuso en 1884 que un ácido es una sustancia que, al disolverse en agua, produce iones hidrógeno (H⁺), y una base es una sustancia que produce iones hidroxilo (OH⁻). Esta teoría fue fundamental para entender las reacciones ácido-base como procesos de neutralización donde los iones H⁺ y OH⁻ se combinan para formar agua (H₂O)
(Chang)
Aunque Arrhenius describió a los iones H+ en agua como protones desnudos, ahora sabemos que están hidratados en solución acuosa y existen como H+(H2O)n, donde n es un numero entero pequeño. Esto se debe a la atracción de los iones H+, o protones, por el oxígeno negativo de las moléculas de agua. Aunque desconocemos el grado de hidratación del H+ en casi todas las soluciones, por lo general representamos al ion hidrógeno hidratado como ion hidronio, H3O+, o bien, H+(H2O)n, en el cual n = 1.
El ion hidrógeno hidratado es la especie que da a las soluciones acuosas de los ácidos sus propiedades ácidas características.
Teoría de Brønsted-Lowry
En 1923, Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry ampliaron la teoría de Arrhenius. En su teoría, un ácido es un donador de protones (H⁺) y una base es un aceptor de protones. Esta definición es más general y permite que sustancias que no necesariamente contienen hidroxilo puedan actuar como bases si pueden aceptar protones. Por ejemplo, el agua puede actuar como base al aceptar un protón de un ácido como el HCl, formando H₃O⁺ (ion hidronio)
Teoría de Lewis
Gilbert N. Lewis en 1923 introdujo una teoría aún más amplia. Según la teoría de Lewis, un ácido es una especie química que puede aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente, mientras que una base es una especie que puede donar un par de electrones. Esta teoría abarca reacciones que no implican necesariamente protones y es especialmente útil en la química de compuestos de metales de transición y en solventes no acuosos.
Una extensión de la definición de Brønsted de ácidos y bases es el concepto de par ácido-base conjugado, que se define como un ácido y su base conjugada o como una base y su ácido conjugado. La base conjugada de un ácido de Brønsted es la especie que resulta cuando el ácido pierde un protón. A la inversa, un ácido conjugado resulta de la adición de un protón a una base de Brønsted.
Todo ácido de Brønsted tiene una base conjugada y toda base de Brønsted tiene un ácido conjugado. Por ejemplo, el ion cloruro (Cl⁻ es la base conjugada que se forma a partir del ácido HCl, y H₃O⁺ (ion hidronio) es el ácido conjugado de la base H2O.
Los subíndices 1 y 2 identifican los dos pares ácido-base conjugados. Así, el ion acetato (CH₃COO⁻) es la base conjugada de CH₃COOH. Tanto la ionización del HCl (vea la sección 4.3) como la ionización del CH₃COOH son ejemplos de reacciones ácido-base de Brønsted. La definición de Brønsted también permite clasificar el amoniaco como una base, debido a su capacidad para aceptar un protón:
En este caso, NH₄⁺ es el ácido conjugado de la base NH3, y el ion hidróxido OH⁻ es la base conjugada del ácido H₂O. Observe que el átomo de la base de Brønsted que acepta un ion H⁺ debe tener un par de electrones sin compartir.
Comparación de las Teorías
1. Arrhenius:
Limita los ácidos a aquellos que producen H⁺ y las bases a aquellas que producen OH⁻ en soluciones acuosas.
2. Brønsted-Lowry:
Amplía la definición permitiendo que cualquier sustancia que done o acepte protones sea considerada un ácido o una base.
3. Lewis:
Extiende aún más la definición incluyendo cualquier especie que pueda aceptar o donar un par de electrones, permitiendo describir una mayor variedad de reacciones ácido-base.
Estas teorías no son mutuamente excluyentes sino complementarias. La teoría de Arrhenius es útil para describir la acidez y basicidad en soluciones acuosas, Brønsted-Lowry permite entender una gama más amplia de reacciones en diferentes solventes, y Lewis proporciona una explicación aún más general que incluye reacciones sin transferencia de protones.
Referencias
- Whitten, K. W., Davis, R. E., Peck, M. L., & Stanley, G. G. (2015). **Química, 10ª edición**. Cengage Learning.
- Timberlake, K. C. (2013). **Química General y Biológica, 5ª edición**. Pearson Educación.
- Chang, R., & Goldsby, K. (2017). **Química, 12ª edición**. McGraw-Hill Education.
Aplicación
Ejercita todas las veces que quieras. No olvides desarrollar la actividad evaluada, enviada vía grupo wsp de la asignatura.
Ejercicio de reconocimiento 1
Ejercicio de reconocimiento 2