Les teories d'àcids i bases parteixen del concepte donat per Antoine Lavoisier en 1776, qui tenia coneixement limitat dels àcids forts, entre ells el nítric i el sulfúric. Lavoisier afirmava que l'acidesa d'una substància depenia de quant oxigen contenia, ja que no coneixia les composicions reals dels halurs d'hidrogen i altres àcids forts.
Aquesta teoria va ser presa com la veritable definició de l'àcid per diverses dècades, tot i que científics com Berzelius i von Liebig li van fer modificacions i van proposar altres visions, però fins que va arribar Arrhenius no es va començar a veure més clarament com funcionaven els àcids i les bases.
Thomas Martin Lowry, un dels teòrics dels àcids i les bases
Seguit d'Arrhenius, els fisicoquímics Brönsted i Lowry van desenvolupar independentment la seva pròpia teoria, fins que va arribar Lewis per proposar una versió millorada i més encertada de la mateixa.
Aquest conjunt de teories són utilitzades fins al dia d'avui i es diu que són les que van ajudar a formar la termodinàmica química moderna.
Teoria d'Arrhenius
La teoria d'Arrhenius és la primera definició moderna d'àcids i bases, i va ser proposada pel fisicoquímic de el mateix nom en 1884. Afirma que una substància s'identifica com àcid quan forma ions d'hidrogen a l'dissoldre en aigua.
És a dir, que l'àcid incrementa la concentració de ions de H + en solucions aquoses. Es pot demostrar això amb un exemple de la dissociació d'àcid clorhídric (HCl) en aigua:
HCl (ac) → H + (ac) + Cl - (aq)
Segons Arrhenius, les bases són aquelles substàncies que alliberen ions d'hidròxid quan es dissocien en aigua; és a dir, incrementa la concentració d'ions d'OH - en solucions aquoses. Un exemple d'una base d'Arrhenius és la dissolució d'hidròxid de sodi en aigua:
NaOH (aq) → Na + (ac) + OH - (aq)
La teoria també afirma que, com a tal, no existeixen els ions de H +, sinó que aquesta nomenclatura es fa servir per denotar un ió hidroni (H 3 O +) i que aquest es referia com ió hidrogen.
Els conceptes d'alcalinitat i acidesa només eren explicats com les concentracions d'ions hidròxid i hidrogen, respectivament, i no s'explicaven els altres tipus d'àcid i base (les seves versions febles).
Teoria de Brönsted i Lowry
Johannes Nicolaus Brønsted
Aquesta teoria va ser desenvolupada independentment per dos fisicoquímics en l'any 1923, el primer a Dinamarca i el segon a Anglaterra. Tots dos tenien la mateixa visió: la teoria d'Arrhenius era limitada (ja que depenia completament de l'existència d'una solució aquosa) i no definia correctament el que era un àcid i una base.
Per això, els químics van treballar al voltant de l'ió hidrogen i van fer la seva afirmació: els àcids són les substàncies que alliberen o donen protons, mentre que les bases són les que accepten aquests protons.
Utilitzaven un exemple per demostrar la seva teoria, la qual implicava una reacció en equilibri. Afirmava que cada àcid tenia la seva base conjugada, i que cada base també tenia el seu àcid conjugat, així:
HA + B ↔ A - + HB +
Com, per exemple, en la reacció:
CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H 3 O +
En la reacció anterior l'àcid acètic (CH 3 COOH) és un àcid perquè dóna un protó a l'aigua (H 2 O), convertint-se així en la seva base conjugada, l'ió acetat (CH 3 COO -). Al seu torn, l'aigua és una base perquè accepta un protó de l'àcid acètic i es converteix en el seu àcid conjugat, l'ió hidroni (H 3 O +).
Aquesta reacció en reversa també és una reacció àcid-base, ja que l'àcid conjugat es converteix en àcid i la base conjugada es converteix en base, a través de la donació i acceptació de protons de la mateixa manera.
L'avantatge d'aquesta teoria sobre la d'Arrhenius és que no requereix que un àcid es dissociï per explicar els àcids i les bases.
Teoria de Lewis
El fisicoquímic Gilbert Lewis va començar a estudiar una nova definició dels àcids i bases en 1923, el mateix any en què Brönsted i Lowry van oferir la seva pròpia teoria sobre aquestes substàncies.
Aquesta proposta, la qual va ser publicada en 1938, tenia l'avantatge que es removia el requeriment d'hidrogen (o protó) de la definició.
Ell mateix havia dit, amb relació a la teoria dels seus predecessors, que "restringir la definició dels àcids a substàncies que contenien hidrogen era tan limitador com restringir els agents oxidants a aquelles que tinguessin oxigen".
A grans trets, aquesta teoria, defineix les bases com les substàncies que poden donar un parell d'electrons, i els àcids com aquelles que poden rebre aquest parell.
De manera més exacta, afirma que una base de Lewis és aquella que posseeix un parell d'electrons, que no està unida al seu nucli i pot ser donada, i que l'àcid de Lewis és aquell que pot acceptar un parell lliure d'electrons. No obstant això, la definició d'àcids de Lewis és folgada i depèn d'altres característiques.
Un exemple és la reacció entre el trimetilborano (Em març B) -que actua com a àcid de Lewis perquè té la capacitat d'acceptar un parell de electrons- i l'amoníac (NH 3), que pot donar el seu parell lliure d'electrons.
Em març B +: NH 3 → Em març B: NH 3
Un gran avantatge de la teoria de Lewis és la manera en la qual complementa el model de les reaccions redox: la teoria suggereix que els àcids reaccionen amb les bases per compartir un parell d'electrons, sense canvi dels números d'oxidació de qualsevol dels seus àtoms.
Un altre avantatge d'aquesta teoria és que permet explicar el comportament de molècules com ara el trifluorur de bor (BF 3) i el tetrafluorur de silici (SiF 4), els quals no tenen presència d'ions H + ni OH -, com ho requerien les teories anteriors.
referències
- Britannica, E. d. (Sf). Encyclopedia Britannica. Obtingut de britannica.com
- Brønsted-Lowry acid-base theory. (Sf). Wikipedia. Obtingut de en.wikipedia.org
- Clark, J. (2002). Theories of àcids and bases. Obtingut de chemguide.co.uk