Lewis
Acidos y bases de Lewis
El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del
comportamiento de la base, la cual se puede definir como una sustancia que
puede donar un par de electrones, y para el acido como una sustancia que
puede aceptar un par de electrones.
El acido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe
tener algún par de electrones solitarios. El amoníaco es una base
de Lewis típica y el trifluoruro de boro un
acido de Lewis típico. La reacción de un
acido con una base de Lewis da como
resultado un compuesto de adición. Los acidos de Lewis tales como
el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estannico, el
cloruro de zinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente
importantes de ciertas reacciones organicas.
De esta forma se incluyen substancias que se comportan como acidos
pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser
denominadas acidos de Lewis. Puesto que el protón, según
esta definición, es un acido de Lewis
(tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos
los acidos de Brønsted-Lowry son acidosde Lewis.
Ejemplos de acidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3.
Arrhenius
Teoría de Acidos y Bases de Svante August Arrhenius
Mientras todavía era un estudiante,
investigó las propiedades conductoras de las disoluciones
electrolíticas (que conducen carga). En su tesis
doctoral formuló la teoría de la disociación
electrolítica. Él definió los acidos como
sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que
disueltas en agua producían una concentración de iones
hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta
en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de
neutralización sería
H + OH- H2O
La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es
que el concepto de acidos se limita a especies
químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que
contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría
sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen
muchas reacciones acido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
Arrhenius propuso que las propiedadescaracterísticas de los
acidos con en realidad propiedades del ion
hidrógeno, H+, y que los acidos son compuestos que liberan iones
hidrógeno en las soluciones acuosas.
Arrhenius y otros científicos reconocían en términos
generales que las bases (también llamadas alcalis) son sustancias
que, en solución acuosa.
Arrhenius explicó que estas propiedades de las bases (alcalis)
eran en realidad propiedades del
ion hidróxido, OH-.
Propuso que las bases con compuestos que liberan iones hidróxido en
solución acuosa. Las definiciones de Arrhenius son
útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones
acuosas.
Bronsted - Lorwy
Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,
Un acido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion
hidrógeno, H+
Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion
hidrógeno, H-
Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el acido,
pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que
actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un
acido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando
lugar al anión (ion negativo)amida:
NH3 + base NH2- + base + H+
El concepto de acido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender
por qué un acido fuerte desplaza a otro débil de sus
compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las
reacciones acido-base se contemplan como una
competición por los protones. En forma de ecuación
química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2
Acido (1) + Base (2) Acido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Acido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Acido (1) se convierte en su
base conjugada, Base (1). Al ganar el protón,
la Base (2) se convierte en su acido conjugado, Acido (2).
La ecuación descrita constituye un equilibrio
que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva
tendra lugar en la dirección en la que se produzca el par
acido-base mas débil. Por ejemplo, HCl es un acido
fuerte en agua porque transfiere facilmente un protón al agua
formando un ion hidronio
HCl + H2O H3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base
conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el acido conjugado
de H2O, un acido débil.
