El francés Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) al disolver determinados óxidos de no metales en agua obtuvo disoluciones de carácter ácido (ácidos carbónico, nítrico, sulfúrico). Llegando a la conclusión de que el oxígeno era un elemento común a todos los ácidos y que, por tanto, las propiedades ácidas son uana consecuencia de la presencia de oxígeno.
Posteriormente el químico inglés Humphry Davy (1778-1829), se percató de que existían ácidos que no contienen oxígeno (HCl, HBr, HCN). Este hecho condujo al alemán Justus Von Liebig (1803-1873) a definir ácido como aquella sustancia que contiene hidrógeno sustituible por metales. Para ello, se basó en el desprendimiento de hidrógeno que se observa cuando los ácidos diluidos atacan a ciertos metales.
A finales del siglo XVIII se caracterizaron los ácidos y las bases por propiedades basadas en la observación y sin hacer practicamente referencia a estructuras moleculares.
TEORÍA DE ARRHENIUS
EN 1884, se da a conocer la teoría de la disociación electrolítica, en la que expone que en las disoluciones conductoras de la corriente eléctrica existen iones formados por átomos o grupos de átomos cargados, que se mueven en el seno de la misma al aplicar una diferencia de potencial.A las sustancias que en disolución acuosa proporcionan iones se les denomina electrólitos. Estos se clasifican en fuertes y débiles.
Los electrólitos fuertes conducen muy bien la corriente eléctrica debido que en disolución están totalmente disociados.
Los electrólitos débiles conducen comparativamente peor por la corriente que los fuertes, debido a que sólo producen un pequeño número de iones en disolución.
Arrehenius define:
Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa proporciona iones hidrógeno H+.
HCl (disolución acuosa) → Cl- +H+
Base es toda sustancia que en disolución acuosa proporciona iones hibróxido -OH-
NaOH (disolución acousa) → Na+ + OH-
Todos los iones están hidratados en la disolución.
La neutralización del ácido con la base produce sal y agua, por combinación de los iones H+ y OH-, permaneciendo el resto de los iones inalterados.
H+ + OH- → H2O
Esta interpretación de los conceptos de ácido, base y neutralización, permite:
-Explicar las reacciones en disolución acuosa.
-Expresar y comparar la fuerza de los ácidos y bases mediante una constante, que expresa el grado de ionización. Un ácido fuerte está muy ionizado y proporciona gran cantidad de iones H+, mientras que un ácido débil está poco ionizado y proporciona poca cantidad de iones hidrógeno.
Apesar del avance de la teoría pronto se vio que era incompleta, tenía limitaciones:
-Solamente utiliza como disolvente el agua.
-El concepto de bases se restringe a sustancias que contienen iones hidróxido (OH-), por lo que no explica las propiedades básicas de sustancias, como el amoniaco o el carbonato de sodio, que no contienen iones hidróxido en su estructura molecular.
TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY
Esta teoría no explica lo más básico de las disoluciones acuosas de sustancias como el amoniaco NH3 o el carbonato CO32- .
Los protones H+, como tales en forma libre, no existen en disolución acuosa; quedan enlazados por un par de electrones libres de una molécula de agua, mediante un enlace covalente coordinado, formando iones hidronio ( H3O+), también denominados iones oxonio.
La disolución del ácido clorhídrico en agua, responde a la ecuación:
HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl-
Para explicar este hecho, Brönsted y Lowry amplían el concepto de ácido y de base, hacia 1923 independientemente uno del otro y de forma establecida:
Ácido es toda sustancia capaz de ceder protones H+
Base es toda sustancia capaz de aceptar protones H+
HA + B ↔ BH+ + A-
En este equilibrio las sustancias HA y BH+ son ácidas y las sustancias B y A- son bases.
A la base A- que se forma a partir del ácido HA se le llama base conjugada y al ácido BH+ que se forma cuando la base B capta un protón se le llama ácido conjugado.
HA ↔ A- + H+ B + H+ ↔ BH+
Ácido 1 ↔ base conjugada1 + protón base2 + protón ↔ ácido conjugado2
Pudiendo escribir para el equilibrio:
HA + B ↔ BH+ + A-
Ácido1 + base2 ↔ ácido2 + base1
se manifiesta la competencia de las bases B y A- para tomar un protón y el desplazamiento del mismo, según el principio de Le Chatelier.
Si la base B tiene más tendencia a captar un protón que la base A-, el equilibrio se desplaza hacia la derecha. O si por el contrario la base A- tiene mayor tendencia a captar un protón que la base B, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda.
La acción ácida o básica de una sustancia no es una propiedad característica de ella, depende de las sustancias con las que reacciona.
En el concepto esta teoría, el concepto de ácido y de base tiene las siguientes características:
-La definición de ácido y base es independiente del tipo de disolvente.
- No guardan relación con el concepto de sal de Arrhenius.
-Se amplía el concepto de base, a sustancias que no contiene iones de hidróxido en su estructura.
TEORÍA DE LEWIS
En el año 1923, el concepto de ácido y de base a un número mayor de sustancias químicas. Basándose en la estructura electrónica de la sustancia consideradas en ese entonces. su definición quedo así:
Ácido es toda sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electones para formar un enlace covalente coordinado.
Base es toda sustancia que contiene al menos un átomo capaz de ceder un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado.
El agua se comporta como una base, ya que el oxígeno cede un par de electrones no enlazantes al protón H+, proporcionado por el HCl, para formar un enlace covalente coordinado.
HCl + H2O ↔ H3O+ +Cl-
Las bases de Brönsted-Lowry son también son también bases de Lewis.
Los ácidos de Lewis no es necesario que dispongan de protones, como en la siguiente reacción en la que el tricloruro de boro actúa como un ácido de Lewis.
BCl3 + NH3 ↔ BCl3 NH3
La reacción de neutralización entre un ácido y una base de Lewis conduce a la formación de un enlace covalente coordinado.
Teoría | Concepto de ácido | Concepto de base | Reacción ácido- base | Limitaciones |
Arrhenius | Libera H+ | Libera OH- | Formación de agua H+ +OH- → H2O | Disoluciones acuosas |
Brönsted- Lowry | Dona H+ | Capta H+ | Transferencia de protón HA +B →HB- + A- | Sólo intercambio de H+ |
Lewis | Capta un par de electrones | Cede una par de electrones | Formación de un enlace covalente coordinado A + :B→ A:B | Teoría general |
Como las reacciones en la naturaleza se producen, generalmente, en disolución acuosa, donde los fenómenos ácido-base implican transferencia de protones, la teoría más utilizada es de la Brönsted- Lowry.
Fuente.
Dulce, María Andres.et. al.Química para 2º curso de bachillerato. España. Edit. Editex S.A. pp. 271-277.
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