Comprendiendo las teorías ácido-base: Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis

El video introduce el tema de las teorías ácido-base, centrándose en explicar por qué los compuestos se clasifican como ácidos o bases. Menciona tres teorías principales estudiadas en la escuela secundaria: la teoría de Arrhenius, la teoría de Bronsted-Lowry y la teoría de Lewis.

La teoría de Arrhenius, propuesta en 1884, define los ácidos como sustancias eléctricamente neutras que, en solución acuosa, se disocian para formar protones (iones H+). Las bases, según Arrhenius, también son sustancias eléctricamente neutras que se disocian en agua para formar iones hidróxido (OH-).

Ejemplos como el ácido clorhídrico (HCl) y el ácido acético demuestran la disociación de los ácidos en iones de hidrógeno (H+) en soluciones acuosas. El hidróxido de sodio (NaOH) se presenta como un ejemplo de una base que se disocia para liberar iones de hidróxido (OH-).

La neutralización en la teoría de Arrhenius ocurre cuando los iones de hidrógeno (H+) de un ácido reaccionan con los iones de hidróxido (OH-) de una base para formar agua. Este proceso resulta en la formación de agua y la neutralización de la solución.

La teoría de Arrhenius tiene limitaciones como estar limitada a soluciones acuosas, no tener en cuenta los compuestos que actúan como ácidos o bases en soluciones no acuosas y requerir que los ácidos contengan protones para la disociación.

Algunos ácidos como el oro trifluoruro no tienen protones para liberar, y algunas bases como NH3 no tienen grupos OH para liberar. Estas limitaciones llevaron al desarrollo de nuevas teorías ácido-base.

Propuesta en 1923 por Bronsted y Lowry, la teoría explica los ácidos como especies capaces de donar protones (H+) y las bases como especies que aceptan protones. Superó muchas limitaciones de la teoría de Arrhenius pero no todas, ya que la teoría de Lewis la supera.

Según la teoría de Bronsted-Lowry, un ácido es cualquier especie química que puede donar protones (H+) a otra sustancia, independientemente de ser iones o sustancias neutras. Esta definición elimina las limitaciones de la teoría de Arrhenius.

En la teoría de Bronsted-Lowry, una base se define como cualquier especie capaz de aceptar protones de otra sustancia. El concepto de ácidos y bases está interconectado, donde un ácido dona protones y una base los acepta.

Un ejemplo de un ácido es el ácido acético, que dona protones al agua, formando CH3COO- y H3O+. El hidrógeno unido al oxígeno es preferido para la donación debido a su menor atracción a la molécula.

Cuando un compuesto dona protones, se clasifica como un ácido. En contraste, cuando el agua gana protones, actúa como una base. Esta relación forma un equilibrio ácido-base donde las reacciones pueden proceder en cualquier dirección.

El ion hidronio, también conocido como ion oxonio, puede donar un átomo de hidrógeno a compuestos como el ion acetato, formando un equilibrio dinámico en la reacción química.

Pares conjugados ácido-base se forman en reacciones, como el ácido 1 dando lugar a la base 1, y la base 2 llevando al ácido 2. Estos pares, como CH3COH y CH3CO-, demuestran la interacción entre ácidos y bases.

En el contexto de la reacción, los pares conjugados incluyen H3O+ y H2O, mostrando la relación entre ácidos y bases en el equilibrio químico.

La amoníaco, como una base, acepta un protón del agua, formando NH4+ y OH-. Esta interacción ilustra el concepto de pares ácido-base conjugados en reacciones químicas.

Los ácidos donan protones, mientras que las bases aceptan protones. Esta distinción es una regla mnemotécnica para diferenciar entre ácidos y bases basada en sus tendencias de interacción con protones.

El agua exhibe un comportamiento anfiprótico, actuando como ácido y como base dependiendo del contexto. Esta versatilidad hace que el agua sea una especie anfiprótica o anfótera.

La tercera limitación de la teoría de Bronsted-Lowry es la presencia de sustancias básicas sin hidrógeno en su fórmula. Mientras que sustancias como NH3 pueden ser definidas como bases según esta teoría, la teoría tiene dificultades para explicar sustancias ácidas como el trifluoruro de boro que carecen de hidrógeno para donar protones, resaltando una limitación significativa.

La teoría de Lewis establece que un ácido es una sustancia capaz de aceptar y compartir un par de electrones, mientras que una base puede donar y compartir un par de electrones. A diferencia de la teoría de Bronsted-Lowry que se centra en la transferencia de protones, la teoría de Lewis enfatiza el intercambio de pares de electrones para definir ácidos y bases.

En la teoría de Lewis, un ácido debe tener un orbital vacío para aceptar y compartir electrones, como el trifluoruro de boro con su orbital vacante. Las bases como el amoníaco (NH3) pueden donar y compartir electrones, formando enlaces de coordinación con los ácidos. Esta compartición de pares de electrones explica las interacciones ácido-base sin necesidad de hidrógeno en la estructura.

Cuando un ácido y una base reaccionan en la teoría de Lewis, ocurre una neutralización, formando un enlace coordinado. Este enlace implica que ambos electrones provienen del mismo elemento, ilustrando el concepto de un enlace A-T coordinado. Este mecanismo permite a la teoría de Lewis explicar las reacciones ácido-base independientemente de la presencia de hidrógeno en los compuestos.