Las teorías sobre ácidos y bases explican cómo se comportan estas sustancias en diferentes condiciones y el papel que juegan en muchas reacciones químicas. Estas teorías abarcan desde la más básica, propuesta por Arrhenius, hasta las más amplias, de Brønsted-Lowry y Lewis, permitiendo entender una gama más amplia de reacciones químicas. A continuación, se detallan cada una de estas teorías, sus conceptos clave y ejemplos para ilustrar su aplicación en la química.
Teoría de Arrhenius
Svante Arrhenius fue el primero en formalizar una definición para ácidos y bases en el año 1887, centrando su teoría en el comportamiento de estas sustancias en agua. Esta teoría es especialmente útil para comprender el comportamiento ácido-base en soluciones acuosas, aunque tiene limitaciones en su alcance.
1. Ácido de Arrhenius: Es una sustancia que, al disolverse en agua, produce iones de hidrógeno $( \text{H}^+ )$ o protones, aumentando así la concentración de estos iones en la solución.
Ejemplo: El ácido clorhídrico $( \text{HCl} )$, al disolverse en agua, se disocia en $ \text{H}^+ $ y $ \text{Cl}^- $:
$$
\text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^-
$$
2. Base de Arrhenius: Es una sustancia que, al disolverse en agua, produce iones de hidróxido $( \text{OH}^- )$, aumentando la concentración de estos iones en la solución.
- Ejemplo: El hidróxido de sodio $( \text{NaOH} )$, se disocia en iones $ \text{Na}^+ $ y $ \text{OH}^- $:
$$
\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^-
$$
Esta teoría es simple y práctica para comprender reacciones ácido-base en medios acuosos, pero presenta limitaciones porque:
- No incluye reacciones en medios no acuosos.
- Solo se aplica a compuestos que producen $ \text{H}^+ $ o $ \text{OH}^- $.
- No considera ácidos o bases que no liberen estos iones de manera directa.
Teoría de Brønsted-Lowry
En 1923, Johannes Brønsted y Thomas Lowry ampliaron el concepto de ácidos y bases, definiéndolos en función de la transferencia de protones $( \text{H}^+ )$ y no en relación exclusiva con el agua.
- Ácido de Brønsted-Lowry: Es una sustancia que puede donar un protón $( \text{H}^+ )$ a otra sustancia en una reacción.
- Ejemplo: El ácido acético $( \text{CH}_3\text{COOH} )$ en agua:
$$
\text{CH}_3\text{COOH} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_3\text{O}^+
$$ - Base de Brønsted-Lowry: Es una sustancia que puede aceptar un protón en una reacción.
- Ejemplo: En la reacción anterior, el agua $( \text{H}_2\text{O} )$ actúa como una base al aceptar un protón del ácido acético para formar $ \text{H}_3\text{O}^+ $.
La teoría de Brønsted-Lowry introduce los conceptos de pares conjugados de ácido-base. Un par conjugado es el ácido y la base que se forman en una reacción:
- Ejemplo: En la reacción del ácido acético con agua, $ \text{CH}_3\text{COOH} $ es el ácido y su base conjugada es $ \text{CH}_3\text{COO}^- $. Por otro lado, $ \text{H}_2\text{O} $ actúa como base y su ácido conjugado es $ \text{H}_3\text{O}^+ $.
Esta teoría es aplicable a una gama más amplia de reacciones que la teoría de Arrhenius, ya que:
- No depende del agua como único solvente.
- Explica reacciones ácido-base en medios no acuosos.
- Reconoce ácidos y bases sin iones $ \text{H}^+ $ o $ \text{OH}^- $ directos.
Teoría de Lewis
La teoría de Gilbert N. Lewis, formulada también en 1923, amplía aún más el concepto de ácidos y bases al considerar la transferencia de pares de electrones en lugar de protones, lo que permite explicar reacciones que no se ajustan a las teorías de Arrhenius o Brønsted-Lowry.
- Ácido de Lewis: Es una sustancia que puede aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente.
- Ejemplo: El ion $ \text{Al}^{3+} $ es un ácido de Lewis porque puede aceptar pares de electrones de una base.
- Base de Lewis: Es una sustancia que puede donar un par de electrones para formar un enlace covalente.
- Ejemplo: El amoníaco $( \text{NH}_3 )$ es una base de Lewis ya que su átomo de nitrógeno tiene un par de electrones no compartido, que puede donar para formar un enlace.
En esta teoría, el concepto de ácido-base ya no está limitado a reacciones en las que hay transferencia de protones, sino que permite describir una variedad mucho mayor de interacciones. Ejemplo típico de ácido y base de Lewis:
$$
\text{BF}_3 + \text{NH}_3 \rightarrow \text{F}_3\text{B}-\text{NH}_3
$$
En esta reacción, $ \text{BF}_3 $ (trifluoruro de boro) es el ácido de Lewis, ya que acepta el par de electrones del nitrógeno en $ \text{NH}_3 $, que actúa como base de Lewis.
Comparación entre las Teorías
| Teoría | Definición de Ácido | Definición de Base | Ejemplo | Aplicabilidad |
|---|---|---|---|---|
| Arrhenius | Produce $ \text{H}^+ $ en agua | Produce $ \text{OH}^- $ en agua | $ \text{HCl} $ y $ \text{NaOH} $ | Limitada a soluciones acuosas |
| Brønsted-Lowry | Donador de protones $ \text{H}^+ $ | Aceptador de protones $ \text{H}^+ $ | $ \text{CH}_3\text{COOH} $ y $ \text{H}_2\text{O} $ | Aplica en medios acuosos y no acuosos |
| Lewis | Acepta un par de electrones | Dona un par de electrones | $ \text{BF}_3 $ y $ \text{NH}_3 $ | Aplica en medios no acuosos y reacciones sin protones |
Conclusión
Cada teoría de ácidos y bases proporciona una perspectiva valiosa y complementaria sobre cómo estas sustancias interactúan en diferentes reacciones químicas. Desde la simplicidad de Arrhenius, adecuada para soluciones acuosas, hasta la amplitud de Lewis, capaz de incluir reacciones que involucran transferencias de electrones, estas teorías nos permiten una comprensión más completa y versátil de los procesos ácido-base.