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Teoria de ácidos y bases
Las teorías de ácidos y bases explican cómo interactúan ciertas sustancias químicas, evolucionando desde definiciones basadas en el sabor hasta modelos moleculares avanzados.
Existen tres teorías principales que definen los ácidos y las bases según su comportamiento químico: la de Arrhenius, la de Brönsted-Lowry y la de Lewis.
Teoría de Arrhenius (1884)
Esta teoría se basa estrictamente en soluciones acuosas (sustancias disueltas en agua).
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Ácido: Sustancia que se disocia en agua para liberar iones de hidrógeno H+ o protones).
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Base: Sustancia que se disocia en agua para liberar iones de hidróxido OH-.
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Limitación: Solo es válida para soluciones acuosas y no explica por qué sustancias sin (OH-(como el amoníaco, NH_3 actúan como bases
Teoría de Brönsted-Lowry (1923)
Esta teoría amplía el concepto anterior y define el comportamiento ácido-base en función de la transferencia de protones H^+, sin depender del agua.
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Ácido: Sustancia que dona un protón H^+.
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Base: Sustancia que acepta un protón H^+.
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Pares conjugados: Cuando un ácido cede un protón, se transforma en su base conjugada. Cuando una base acepta un protón, se transforma en su ácido conjugado.
Teoría de Arrhenius
Ejemplos
Teoría de Brönsted-Lowry
Teoría de Lewis (1923)
Es la definición más amplia y general. No depende de la presencia de protones, sino del intercambio de electrones para formar enlaces covalentes.
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Ácido: Sustancia capaz de aceptar un par de electrones (posee orbitales vacíos).
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Base: Sustancia capaz de donar un par de electrones (posee electrones solitarios o no compartidos).
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Sustancias comunes: Los cationes metálicos suelen actuar como ácidos de Lewis, mientras que los aniones y moléculas con pares libres (como el agua o el amoníaco) actúan como bases
Teoría de Lewis (1923)
Tabla comparativa de las teorias
