¿Qué dice la teoría de Arrhenius y Bronsted-Lowry?

Dos Miradas Clásicas a la Acidez y la Basicidad: Arrhenius y Brønsted-Lowry

Comprender el comportamiento de los ácidos y las bases es fundamental en química. Dos teorías clave que sentaron las bases para nuestra comprensión moderna son las de Svante Arrhenius y Johannes Nicolaus Brønsted-Lowry. Aunque ambas abordan el tema de la acidez y la basicidad, lo hacen desde perspectivas ligeramente diferentes, ofreciendo cada una una visión valiosa.

La Teoría de Arrhenius: Un Enfoque Centrado en el Agua

Svante Arrhenius, a finales del siglo XIX, propuso una definición de ácidos y bases que se centraba en el comportamiento de estas sustancias en solución acuosa. Según Arrhenius:

• Un ácido es una sustancia que, al disolverse en agua, libera iones hidrógeno (H+). Por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) se disocia en agua para formar iones H+ e iones cloruro (Cl-), lo que lo convierte en un ácido de Arrhenius.
• Una base es una sustancia que, al disolverse en agua, libera iones hidroxilo (OH-). El hidróxido de sodio (NaOH) se disocia en agua para formar iones Na+ e iones OH-, lo que lo convierte en una base de Arrhenius.

Esta teoría fue revolucionaria en su momento, ya que proporcionó un marco conceptual para comprender la acidez y la basicidad en términos de la presencia de iones específicos en el agua. Sin embargo, la teoría de Arrhenius tiene limitaciones importantes. Solo se aplica a soluciones acuosas y no explica el comportamiento ácido-base en disolventes no acuosos, ni puede explicar la basicidad de sustancias que no contienen iones hidroxilo.

La Teoría de Brønsted-Lowry: Una Definición Más Amplia

En 1923, Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, trabajando de forma independiente, propusieron una definición más amplia y flexible de ácidos y bases. Su teoría, conocida como la teoría de Brønsted-Lowry, se centra en la transferencia de protones (H+):

• Un ácido es una sustancia que dona protones (H+). Es decir, es un donante de protones.
• Una base es una sustancia que acepta protones (H+). Es decir, es un aceptor de protones.

Esta definición representa un avance significativo con respecto a la de Arrhenius por varias razones:

• No se limita a soluciones acuosas: La teoría de Brønsted-Lowry puede aplicarse a reacciones ácido-base en cualquier disolvente, incluyendo disolventes no acuosos.
• Amplía la definición de base: Permite que sustancias que no contienen iones hidroxilo (OH-) actúen como bases. Por ejemplo, el amoníaco (NH3) es una base de Brønsted-Lowry porque puede aceptar un protón para formar el ion amonio (NH4+).
• Introduce el concepto de pares ácido-base conjugados: Cuando un ácido dona un protón, forma su base conjugada. Cuando una base acepta un protón, forma su ácido conjugado. Por ejemplo, en la reacción: HCl + H2O → H3O+ + Cl-, el HCl es el ácido que dona un protón, el H2O es la base que lo acepta, el H3O+ es el ácido conjugado de la base H2O, y el Cl- es la base conjugada del ácido HCl.

En Resumen:

En conclusión, la teoría de Arrhenius proporcionó un punto de partida crucial para entender la acidez y la basicidad, mientras que la teoría de Brønsted-Lowry amplió significativamente este concepto, ofreciendo una definición más general y versátil que se aplica a una gama más amplia de reacciones químicas. Ambas teorías, aunque con diferentes alcances, siguen siendo herramientas valiosas para comprender el comportamiento ácido-base en química.