Teorías Ácido-Base: Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis

Teoría de Arrhenius

Arrhenius estableció que las moléculas de ciertas sustancias, denominadas electrolitos, se disocian en disolución en partículas con carga eléctrica llamadas iones. Propuso llamar ácido a las sustancias que al disociarse en agua producen iones H⁺, y bases a las sustancias que al ionizarse producen iones OH^-.

De manera que una sustancia HX es un ácido y en disolución acuosa se disocia según:

HX → X^- + H⁺

Y una base YOH se disocia como:

YOH → Y⁺ + OH^-

Arrhenius aplicó a los ácidos y a las bases el concepto de grado de disociación que había establecido para dividir los electrolitos en fuertes y débiles, lo que constituye un criterio cuantitativo para expresar la fuerza de los ácidos y las bases.

• Ácidos o bases fuertes: Aquellos que en disolución acuosa tienen un grado de disociación cercano a 1.
• Ácidos o bases débiles: Aquellos que en disolución acuosa tienen un grado de disociación muy pequeño.

Teoría de Brønsted-Lowry

Debido a la pequeñez del protón, este no se encuentra aislado en disolución, sino unido a iones receptivos o a moléculas de agua:

[H(H₂O)]⁺ → H₃O⁺

Brønsted y Lowry llamaron reacciones ácido-base a las reacciones que consisten en la transferencia de protones entre dos sustancias. Un ácido es toda sustancia que en una reacción de transferencia de protones cede protones, mientras que las bases aceptan protones.

Ejemplo:

HCl + H₂O → Cl^- + H₃O⁺

En toda reacción ácido-base se forma una base que es la base conjugada del ácido original, y se forma un ácido que es el ácido conjugado de la base original.

Ejemplo:

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^-

El agua a veces se comporta como ácido y otras como base, es una sustancia anfótera. Será un ácido fuerte frente a una base más fuerte y será una base fuerte frente a un ácido más fuerte.

Ejemplos de Ácidos y Bases

• Ácidos fuertes: HClO₄, H₂SO₄, HCl, HNO₃...
• Bases fuertes: NaOH, KOH...
• Ácidos débiles: H₂CO₃, HCOOH, todos los ácidos orgánicos...
• Bases débiles: R-NH₂, NH₄OH...

Al mezclar la disolución de un ácido con la disolución de una base tiene lugar la reacción:

H⁺ + OH^- → H₂O

Quedan en disolución los cationes y los aniones procedentes de la base y del ácido, que constituyen las sales. Arrhenius clasificó a los electrolitos en ácidos, bases y sales.

Inconvenientes de la Teoría de Arrhenius

• Cuando el disolvente no es el agua no se aplica la teoría ni se saben las características ácidas o básicas de los compuestos.
• Algunos compuestos como el SO₃ y el CO₂ tienen características ácidas y no poseen H.
• No se pueden tener dos ácidos muy fuertes o dos bases muy fuertes, ya que en ambos casos el grado de disociación es casi 1 y K es grande.

Definición de Ácido-Base de Lewis

En 1923, Lewis propuso una definición de ácido-base basada en la formación de un enlace covalente dativo o coordinado. El átomo que proporciona el par de electrones se llama dador y el otro átomo que interviene en el enlace se llama aceptor.

Según este criterio, Lewis llamó base al dador del par de electrones y ácido al aceptor:

H⁺ (ácido aceptor) + NH₃ (base dadora) → NH₄⁺ (aducto)

El dador siente atracción por los cationes y recibe el nombre de nucleófilo. El aceptor siente predilección por los electrones y se llama electrófilo.