Desde los
inicios de la química experimental, los científicos han reconocido a los ácidos
o las bases por sus propiedades características. Los ácidos tienen sabor agrio y hacen que
ciertos tintes cambien de color. Las
bases, tienen sabor amargo y son resbalosas al tacto. Cuando se agregan bases a los ácidos, reducen
o bajan la cantidad de ácido. De hecho, cuando se mezclan ácidos y bases en
ciertas proporciones, sus propiedades características desaparecen.
Históricamente,
los químicos han buscado correlacionar las propiedades de los ácidos y las
bases con su composición y estructura molecular. Para 1830, era evidente que todos los ácidos
contenían hidrógeno, pero no todas las sustancias hidrogenadas son ácidos. En la década de 1880 a 1890, Svante
Arrhenius, planteó lo siguiente;
Los ácidos
son sustancias, que al disolverse en agua, aumentan la concentración e los
iones H+. Las bases, son
sustancias que, al disolverse en agua,
aumentan la concentración de los iones OH-.
HCl (g) H+ (ac) + Cl-
(ac), esta especie se considera un ácido de Arrhenius.
NaOH (s) Na+ (ac) +
OH- (ac), esta
especie se considera una base de Arrhenius.
Esta teoría
tiene limitaciones. Una de ellas es que
está restringido a soluciones acuosas.
En 1923, Johannes Bronsted y Thomas Lowry, propusieron una definición
más general de ácidos y bases. Su
concepto se basa en el hecho de que las reacciones ácido-base implican la
transferencia de iones H+ de una sustancia a otra. Un ión H+ es un protón sin electrón de valencia a su
alrededor. Esta pequeña partícula con
carga positiva interactúa fuertemente con los pares electrónicos desapareados
de las moléculas de agua para formar iones hidrógeno hidratados.
Esta teoría
plantea que un ácido es cualquier sustancia que puede donar un protón a
cualquier otra sustancia. De este modo,
los ácidos de Bronsted-Lowry pueden ser compuestos moleculares como el ácido nítrico
(HNO3), o pueden ser cationes como el NH4+ o
los iones metálicos hidratados:
HNO3 (ac)
+ H2O(l)
NO3 – (ac)+ H3O +
(ac)
NH4+
+ H2O(l)
NH3 (ac)+ H3O
+ (ac)
Una base de Bronsted
Lowry, es una sustancia que puede aceptar un protón de cualquier otra
sustancia. También pueden ser compuestos
moleculares, aniones o cationes:
NH3 + H2O(l) NH4+ (ac)+ OH- (ac)
CO3-2 (ac) + H2O(l) HCO3- (ac)+
OH- (ac)
En las
reacciones descritas anteriormente, se observa cómo se relacionan algunas
especies con la pérdida o ganancia de un H+. Este par de especies que difieren por la
presencia de un ión H+, se llaman par ácido base conjugado. En el caso de HCO3-,
decimos que es el ácido conjugado de la base CO3-2 o que CO3-2
es la base conjugada del ácido HCO3-. Toda reacción entre un ácido y una base de
Bronsted Lowry incluye la transferencia de H+ y tiene dos pares
conjugados ácido base.
En 1930,
Gilbert Lewis desarrolló un concepto ácido base más general. Este concepto se basa en la compartición de
pares de electrones entre el ácido y la base.
Un ácido de Lewis es una sustancia que puede aceptar un par de electrones
de otro átomo para formar un enlace y una base de Lewis es una sustancia que
puede donar un par de electrones a otro átomo para formar un nuevo enlace. Esto significa que una reacción ácido base en
el sentido de Lewis ocurre cuando una molécula o ión dona un par electrónico a
otra molécula o ión:
A
+ B:
B:A , en este caso A es un ácido de Lewis, B:
es una base de Lewis y B:A se conoce
como aducto ácido base.
La formación
del ión hidronio a partir de H+ y H2O constituye un buen
ejemplo de reacción ácido base de Lewis.
El ión H+ no tiene electrones en su orbital de valencia (1s)
y la molécula de agua tiene dos pares de electrones no compartidos (ubicados en
los orbitales hibridos sp3). Uno
de los pares solitarios del oxígeno puede compartirse entre un ión H+
y una molécula de agua, formando un enlace O-H:
Visitar:
http://e-ducativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/4750/4856/html/31_desplazamiento_del_equilibrio_del_agua.html
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