ÁCIDOS Y BASES (teorías)

El estudio de los ácidos y de las base a nivel de especies químicas se ha interpretado con base a tres diferentes teorías que explican el comportamiento ácido o básico de una sustancia.

Teoría Ácido-Base de ArrheniusSvante 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 hidróxídos en disolución acuosa. Esta definición tenía ciertas limitantes, como las que se ennumeran a continuación: Esta teoría es válida únicamente ne medio acuoso, ya que en otro solvente no necesariamente ocurre tal cuál. 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 35se puede apreciar una imágen 3D del ión hidróxído. 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. Vista 3D del ión hidróxido.

Teoría Ácido-Base de Lowry-Brønsted A inicios de la década de los veinte, dos científicos (el danés Johannes Brønsted y el inglés Martin Lowry) de forma idependiente, descubrieron y postularon una teoría ácido-base, que abarcaba más allá que la propuesta realizada por Arrhenius. Según esta teoría, un ácido es una sustancia química capaz de liberar iones hidrógeno, mientras que una base es aquella sustancia química capaz de aceptar iones hidrógeno. Esta teoría resultó útil para incluir a sustancias que con la teoría previamente existente no se habian incluído, como el amoniaco. Sin embargo, esta teoría seguía dejando afuera a varias sustancias con carácter ácido y que no poseían protones, por lo que se formuló una nueva teoría que subsanó en gran parte esta problemática: la teoría de Lewis.

Teoría Ácido-Base de Lewis Gilbert Lewis, científico estadounidense, planteó una teoría ácido-base basándose en las estructuras propuestas por él mismo a inicios del sigloXX. Según Lewis, un ácido era una sustancia química capaz de aceptar un par electrónico, completando asi su octeto y por ende logrando estabilidad, mientras que una base era una sustancia química que poseía a lo menos un par electrónico libre (sin enlazar). Como se puede ver, este tipo de definición necesita obligatoriamente un par ácido-base actuando en conjunto, debido a que, por lo general, es imposible dejar electrones libres en un medio cualquiera (salvo con nitrógeno líquido). Una imagen que represente este tipo de enlace se ve en la primera imagen, donde se puede apreciar claramente que uno de los dos pares electrónicos del oxígeno se comparte con un ion hidrógeno durante la formación del ion hidronio. Por lo general, los ácidos de Lewis corresponden a metales (sobre todo a metales de transición), a cationes, y a compuestos con aluminio o boro (como los que se ven en la Imagen 37(a) y en la Imagen 37(b)). Por su parte, las bases de Lewis corresponden principalmente a aniones, no-metales (sobre todo los de los grupos 15, 16 y 17) y sus derivados (como el ion hidróxido mostrado anteriormente en donde la parte básica está localizada en el oxígeno).