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Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis
El estudio de los ácidos y bases es fundamental para la química. Con el tiempo, los científicos han desarrollado varios modelos para explicar el comportamiento de ácidos y bases. Los tres principales modelos son la definición de Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry y la definición de Lewis. Cada una de estas teorías tiene su propio enfoque y aplicación. En este artículo, profundizaremos en cada una de estas definiciones, exploraremos cómo caracterizan ácidos y bases, así como proporcionaremos varios ejemplos y explicaciones.
1. Definición de Arrhenius
Uno de los primeros marcos para comprender los ácidos y bases es la definición de Arrhenius, nombrada así por el científico sueco Svante Arrhenius. Es un concepto sencillo que trata sobre la producción de iones de hidrógeno (H +) e iones de hidroxilo (OH -) en agua.
Ácido de Arrhenius: Un ácido de Arrhenius es una sustancia que incrementa la concentración de iones H + cuando se disuelve en agua.
Base de Arrhenius: Una base de Arrhenius es una sustancia que incrementa la concentración de iones OH - cuando se disuelve en agua.
Ejemplo:
Ácido clorhídrico (HCl)
HCl (aq) → H⁺ (aq) + Cl⁻ (aq)
Aquí, el ácido clorhídrico se disocia en agua para liberar iones de hidrógeno, lo que se ajusta a la definición de un ácido de Arrhenius.
Hidróxido de sodio (NaOH)
NaOH (aq) → Na⁺ (aq) + OH⁻ (aq)
El hidróxido de sodio se disocia para liberar iones hidróxido, lo que hace que sea clasificado como una base de Arrhenius.
2. Definición de Brønsted-Lowry
La definición de Arrhenius funciona bien, pero está limitada a soluciones acuosas. Para superar esta limitación, Johannes Nicolaus Brønsted de Dinamarca y Thomas Martin Lowry de Inglaterra propusieron independientemente una teoría más general en 1923, conocida como la definición de Brønsted-Lowry.
Ácido de Brønsted-Lowry: Es una sustancia que puede donar un protón (H +) a otra sustancia.
Base de Brønsted-Lowry: Es una sustancia que puede aceptar un protón (H +) de otra sustancia.
Ejemplo:
Amoníaco (NH3) como base
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
En este equilibrio, el amoníaco acepta un protón de una molécula de agua, formando un ion amonio y liberando un ion hidróxido. Por lo tanto, el amoníaco es una base de Brønsted-Lowry.
La teoría de Brønsted–Lowry introduce el concepto de pares conjugados ácido–base, donde cada ácido tiene una base conjugada formada después de donar un protón, y cada base tiene un ácido conjugado formado después de aceptar un protón.
Par ácido-base conjugado:
Cuando el ácido clorhídrico (HCl) se disocia, forma iones de hidrógeno e iones de cloruro:
HCl + H₂O ⇌ H₃O⁺ + Cl⁻
En esta reacción, HCl es el ácido, y Cl⁻ es su base conjugada. De manera similar, H₂O actúa como una base, y H₃O⁺ es su ácido conjugado.
3. Definición de Lewis
La definición de Lewis, propuesta por Gilbert N. Lewis en 1923, ofrece una visión más amplia de los ácidos y bases que no está limitada a la presencia de iones de hidrógeno. Esta definición se basa en pares de electrones.
Ácido de Lewis: El ácido de Lewis es un aceptor de pares de electrones.
Base de Lewis: La base de Lewis es un donador de pares de electrones.
Ejemplo:
Trifluoruro de boro (BF3)
BF₃ + NH₃ → BF₃NH₃
En este ejemplo, el trifluoruro de boro actúa como un ácido de Lewis al aceptar un par de electrones del átomo de nitrógeno presente en el amoníaco, que actúa como una base de Lewis.
El modelo de Lewis es particularmente útil para comprender reacciones que no involucran iones de hidrógeno y resalta el papel de las interacciones de pares de electrones en la química de ácidos y bases.
Comparación de modelos
Cada definición - Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis - agrega capas a nuestra comprensión de ácidos y bases. Mientras que el modelo de Arrhenius está limitado a soluciones acuosas y liberación directa de iones, las teorías de Brønsted-Lowry y Lewis proporcionan descripciones más generales.
La teoría de Brønsted–Lowry enfatiza la transferencia de protones y amplía el concepto a entornos no acuosos, mientras que la teoría de Lewis resalta las interacciones de pares de electrones, que se aplican a una gama más amplia de reacciones químicas.
En resumen:
- Arrhenius: Se centra en los iones
H⁺yOH⁻en agua. - Brønsted-Lowry: extiende esta idea a donantes y aceptores de protones.
- Lewis: Se centra en la aceptación y donación de pares de electrones.
Ejemplos textuales de cada modelo
Cada modelo describe las reacciones comunes de ácidos y bases de la siguiente manera:
Ejemplo de Arrhenius:
Reacción entre el ácido clorhídrico (HCl) y el hidróxido de sodio (NaOH):
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
En términos de Arrhenius, HCl proporciona iones H⁺, y NaOH proporciona iones OH⁻, resultando en la formación de agua.
Ejemplo de Brønsted-Lowry:
Reacción en equilibrio del amoníaco (NH₃) y agua:
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
El amoníaco actúa como base, aceptando protones del agua (ácido) y formando iones amonio e iones hidróxido.
Ejemplo de Lewis:
Reacción del amoníaco con trifluoruro de boro:
BF₃ + NH₃ → F₃B:NH₃
El amoníaco dona un par de electrones al trifluoruro de boro, exponiendo la interacción de Lewis.
Conclusión
Un viaje a través de los modelos de ácidos y bases - desde Arrhenius hasta Brønsted-Lowry y Lewis - revela la comprensión evolutiva de las interacciones químicas. Cada definición mejora nuestra capacidad para predecir y explicar el comportamiento de ácidos y bases en diferentes contextos.
Estos modelos son herramientas indispensables en química, proporcionando perspectivas que ayudan a estudiantes y profesionales a apreciar la naturaleza sutil y variada de las reacciones químicas. Al adoptar estas definiciones, obtenemos un marco sólido para explorar la compleja danza de átomos, iones y moléculas en el mundo de la química.
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