ácido base Lewis

El químico estadounidense, inventor de la teoría de enlace covalente, Gilbert Newton Lewis, completó la historia de las teorías de los ácidos y bases, en 1923, con la introducción de un concepto de ácido y bases, más general que los que ya existían, anteriormente propuestos por Arrhenius y los químicos Bronsted y Lowry.
Lewis, junto a su concepto general, también introdujo el uso de las fórmulas de los electrones representados por puntos así, el empleo de pares de electrones en las representaciones químicas, proviene también de éste modelo ácido-base de Lewis.

Según Lewis, los ácidos y bases se definen como:

Ácido: un ácido de Lewis, se define como una sustancia capaz de compartir, o aceptar un par de electrones.

Base:  una base de Lewis, es una sustancia con capacidad para compartir o dar pares de electrones.

Para los ácidos y las bases de Lewis, existen reglas cualitativas que nos permiten poder predecir la fuerza de una sustancia, y estimar incluso, que tipo de base preferirá un ácido concreto o viceversa. Estas reglas se pueden dividir en en:

Bases fuertes, son aquellas sustancias que tienen un átomo que cede, cuya densidad electrónica se deforma difícilmente (polariza), debido a esto, por lo general, el átomo dador es de pequeño tamaño y bastante electronegativo, por ejemplo: F^-, OH^-, O^2-, etc.

Bases débiles, en cambio, son aquellas sustancias que poseen un átomo dador cuya densidad electrónica se deforma fácilmente. Dichos átomos suele ser menos electronegativos, y de mayor tamaño que en las bases fuertes. Por ejemplo: Br^-, I^-, CN^-, CO, etc.

^Ejemplos:

*Ácidos fuertes de Lewis:  H⁺  Li⁺  Na⁺  K⁺  Be⁺²  Mg⁺²  Ca⁺²  Sr⁺²  Sn+2  Al⁺³  Si⁺⁴

*Ácidos débiles de Lewis:  Cu⁺  Ag⁺  Au⁺  Ti⁺  Hg⁺  Cs⁺  Pd⁺²  Cd⁺²  Pt⁺²  Hg⁺²

^{acido base arrhenius}

Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. 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 ácidos 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 ácidos 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 ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

En los tiempos de Arrhenius se reconocía a los ácidos en forma general como sustancias que, en solución acuosa, tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar, hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo, reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).

Arrhenius en su teoría indica que los electrolitos existen en el agua como partículas cargadas eléctricamente (iones) y aunque las propiedades de ácidos y bases ya eran 

conocidas anteriormente y estaban determinadas de forma general, Arrhenius fue el primer científico en demostrar la naturaleza fundamental de ácidos y bases.

A partir de sus experimentos con electrolitos, logró postular su teoría indicando:

-  Los ácidos producen iones hidrógeno (H⁺) en solución acuosa.

-  Las bases en iguales condiciones producen iones hidroxilo u oxhidrilo (OH^-).   

                

                          Ejemplo de ácidos

                          Ejemplo de bases

Bases 
1) NaOH (Hidróxido de Sodio) 
2) KOH (Hidróxido de potasio) 
3) Fe (OH)2 (Hidróxido ferroso ó Hidróxido de Fierro II) 
4) Fe (OH)3 (Hidróxido ferrico) 
5) COH (Hidróxido de calcio) 

Ácidos 
1) H2SO4 (ácido sulfúrico) 
2) H3P04 (ácido fosfórico) 
3) HCLO4 (ácido perclorico) 
4) HClO3 (ácido clorico) 
5) HClO2 (ácido cloroso) 
6) HClO (ácido hipocloroso)

acido base Bronsted Lowry

Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados.

Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría.Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido 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 ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)

Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)

se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente 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 ácido conjugado de H2O, un ácido débil.

Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:

HF + H2O H3O+ + F-

ejemplos:

Si se trata de una solución acuosa, el agua (que también tiene carácter anfótero); es la que toma o libera los hidrogeniones [H⁺] reaccionando con el [H⁺OH^-] para formar el ión hidronio [H₃O⁺]. 
Cuando el agua acepta un protón, actúa como base.
Cuando el agua pierde un protón, actúa como ácido.

También el agua actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella como el amoníaco.