Ácidos y bases

De 1880, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera:
HCl | H2O
| H+(aq) |+ | Cl-(aq) |
Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidróxido (OH-) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH):
NaOH | H2O
| Na+(aq) | + | OH-(aq) |
La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas. La teoría de Arrhenius explicael por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la misma manera por qué todas las bases son similares). Por que todos los ácidos sueltan H+  la solución (y todas las bases sueltan OH-). La definición de Arrhenius también explica la observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que una base puede debilitar un ácido, y vice versa, es llamadaneutralización.

En 1923 Bronsted y Lowry propusieron una definición más amplia de ácidos y bases que no requiere que estén en disolución acuosa o Teoría del intercambio protónico.
* Un acido es un donador de protones.
* una base es un aceptor de protones.
* Acido fuerte: Sustancia que en solución acuosa pierde fácilmente su protón.
* Ácido débil: Sustancia queen solución acuosa pierde con dificultad su protón, no se disocia fácilmente.
* Base fuerte: Aquella que en solución acuosa se disocia fácilmente.
* Base débil: Aquella que en solución acuosa no se disocia fácilmente.
El acido clorhídrico es un acido de Bronsted puesto que dona un protón al agua.
HCl (ac) H+(ac)+Cl-(ac)
Una reacción acido-base es una transferencia de un H+ del acido base
HA + BA- + BH+, donde HA y BH+ son ácidos y B y A- son bases. Los ácidos y bases relacionados entre si se dice que son conjuntos. Así HA y BH+ son ácidos conjugados de las bases A- y B, respectivamente.
Uno de los casos donde esta definición encuentra una buena aplicación es en la racionalización de la actuación como ácidos y bases de disolventes próticos como el amoniaco o el sulfúrico:
NH4+  +    NH2¯       NH3  
Ácido +  base   producto de neutralización
H3SO4+   +    HSO4¯      H2SO4 
Ácido +  base   producto de neutralización
Otro ejemplo al que es posible aplicar esta definición es la siguiente reacción que, en principio, podría no parecer una neutralización, pero que como reacción acido-base, realmente lo es:

Dos especies químicas que difieren únicamente en un determinadonúmero de protones forman lo que se denomina par conjugado. Las reacciones como las de arriba transcurren siempre de manera que se forman las especies más débiles. Así, el ácido más fuerte y la base más fuerte de cada par conjugado reaccionan para dar ácidos y bases conjugadas más débiles. La limitación principal de esta definición se encuentra en la necesidad de la presencia de H+ en los reactivos.Aquí podemos observe que el ion H+ es un átomo de hidrogeno que perdió su electrón, es decir, es únicamente un protón. El tamaño de un protón es muy pequeño y con ese tamaño no puede existir con una entidad aislada en una disolución acuosa debido a su fuerte atracción por el polo negativo del H2O (el átomo de O)m Por consiguiente, el protón existe en forma hidratada, así la ionización del acidoclorhídrico deberá escribirse como:
HCl(as) + H2O (l) H3O-(ac) + Cl-(ac)

En 1932 el químico norteamericano G. N. Lewis formulo dicha definición. Definió lo que actualmente se denomina una base de Lewis es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones. Un acudo de Lewis es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones. Por ejemplo, en la protonacion del amoniaco, el NH3...