La existencia de sustancias ácidas y básicas se conoce desde hace varios siglos, sin embargo su clasificación se realizaba atendiendo a sus propiedades:
A finales del siglo XIX y principios del XX se formularon las principales teorías acerca de la naturaleza y el comportamiento de los ácidos y bases (o álcalis). Son las teorías de Arrhenius, de Brönsted-Lowry y de Lewis.
Teoría de Arrhenius
Los ácidos y bases disueltos en agua se comportan como electrolitos, es decir, producen disoluciones conductoras de la electricidad. Según Arrhenius, la conductividad es consecuencia de la disociación que experimentan estas sustancias cuando se encuentran en medio acuoso, pues se separan en iones positivos e iones negativos, y propuso las siguientes definiciones:
- Ácido es toda sustancia que se disocia proporcionando iones H+ al medio:
HA (aq) ⟶ H+ (aq) + A– (aq)
HCl (aq) ⟶ H+ (aq) + Cl– (aq)
- Base es toda sustancia que se disocia proporcionando iones OH– al medio:
BOH (aq) ⟶ B+ (aq) + OH– (aq)
NaOH (aq) ⟶ Na+ (aq) + OH– (aq)
Sin embargo, estas definiciones son insuficientes para explicar el comportamiento de algunas sustancias, como el NH3, que tiene carácter básico pero no posee grupos –OH que pueda suministrar al medio por disociación. Por ello era necesario ampliar los conceptos propuestos por Arrhenius.
Además, es realmente improbable que el ion H+ exista como tal en disolución acuosa, ya que debido al intenso campo eléctrico que crea a su alrededor tiende a rodearse de moléculas de agua formando el ion oxonio H3O+, incluso especies con mayor número de moléculas de agua como H7O3+ o H9O4+.
Teoría de Brönsted–Lowry
Las definiciones de ácido y base propuestas de manera independiente por los químicos J. N. Brönsted y T. M. Lowry ampliaban las propuestas por Arrhenius:
- Ácido es toda especie química capaz de ceder un protón H+ a otra sustancia:
HA (aq) + H2O (l) ⟶ A– (aq) + H3O+ (aq)
HCl (aq) + H2O (l) ⟶ Cl– (aq) + H3O+ (aq)
- Base es toda especie química capaz de aceptar un protón H+ de otra sustancia:
B (aq) + H2O (l) ⟶ BH+ (aq) + OH– (aq)
NH3 (aq) + H2O (l) ⟶ NH4+ (aq) + OH– (aq)
Esta teoría permite extender la definición de base a otros compuestos que no son hidróxidos y que no se ajustaban a la definición propuesta por Arrhenius.
Estas reacciones se denominan reacciones de transferencia de protones o reacciones ácido-base. Siempre que tenemos una sustancia que actúa como ácido hay otra que actúa como base, y viceversa, pues cuando una sustancia cede un protón siempre hay otra sustancia que lo acepta.
En principio, podemos considerar estas reacciones como equilibrios. Así, un ácido que cede un protón se convierte en una base, que llamamos base conjugada, capaz de aceptar un protón de nuevo y generar el ácido de partida:
De igual manera, una base acepta un protón transformándose en una especie ácida, su ácido conjugado, que puede ceder de nuevo el protón recuperando la base.
Un par conjugado lo constituyen un ácido y su base conjugada, o bien, una base y su ácido conjugado. Como se puede observar, el agua es capaz de aceptar o de ceder un protón, por lo que puede actuar como base o como ácido. A las sustancias que tienen este comportamiento se las denomina anfóteras.
La teoría de Brönsted-Lowry es la más ampliamente usada. Además, no se limita a las disoluciones acuosas y es válida para cualquier disolvente. Sin embargo no es del todo completa, pues todavía existen algunas sustancias cuyo comportamiento no se explica según sus definiciones, como el carácter ácido del BF3 o el CO2.
Teoría de Lewis
En 1923 Lewis propuso las siguientes definiciones:
- Ácido es aquella especie que acepta un par de electrones de otra (posee un orbital atómico o molecular vacío donde alojarlos).
- Base es aquella especie que cede un par de electrones a otra (posee un par de electrones sin compartir).
Según esto, las reacciones entre ácidos y bases de Lewis implican siempre transferencia de electrones y no necesariamente la transferencia de protones, como en la explicación de Brönsted-Lowry.
Así conseguimos explicar la acidez del trifluoruro de boro, pues el átomo de boro posee un orbital vacío capaz de aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado. Del mismo modo, el amoniaco es una base porque el átomo de nitrógeno tiene un par de electrones no compartidos que puede ceder para formar un enlace covalente coordinado.
Cienciadelux 