Acidos Y Bases

Ácidos y bases de Lewis
El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del comportamiento de la base, la cual se puede definir como una sustancia que puede donar un par de electrones.
El ácido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones.
En 1923 y desarrolló en 1938 su teoría de ácidos y bases:
El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debetener algún par de electrones solitarios. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.
* Ejemplos de ácidos de Brønsted-Lowry: HCl,HNO3, H3PO4.
* Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3.
Se puede tener una idea de la fuerza de una sustancia como ácido o base de Lewis utilizando la constante de disociación de su adicto con una base o ácido de Lewis tomado como referencia. Por ejemplo, para comparar la basicidad del amoníaco, etilamina, di etilamina y trimetilamina en fase gaseosa, se puede utilizar eltrimetilborano.
Constantes de disociación de los compuestos trialquilboro-amina a 100°C
Ácido | Base | Kb |
(CH3)3B | NH3 | 4.6 |
(CH3)3B | CH3NH2 | 0.0350 |
(CH3)3B | (CH3)2NH | 0.0214 |
(CH3)3B | (CH3)3N | 0.472 |
Como ejemplo podemos tomar el caso de la prolongación del amoniaco, que actúa como una base de Lewis al donar un par de electrones al agua, transferencia que lleva a su hidrólisisen oxhidrilo y protón, que es recibido por el amoníaco para formar amonio. Esto nos dice que una reacción ácido-base de Lewis es aquella en que existen donaciones de un par de electrones de una especie a otra sin cambios en los números de oxidación de las especies que interactúan.

Ácidos y bases de arrhenius
. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración de catiónhidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua. Esta definición parte del equilibrio de disociación del agua en hidronio e hidróxido:
H2O(l) + H2O (l) H3O+(ac) + OH-(ac)
En agua pura, la mayoría de moléculas existen como H2O, pero un número pequeño de moléculas están constantemente disociándose y reasociándose. El agua pura es neutra con respecto a la acidez o basicidad, debido a que la concentración deiones hidróxido es siempre igual a la concentración de iones hidronio.
Una base de Arrhenius es una molécula que aumenta la concentración del ion hidróxido cuando está disuelta en agua. En química se escribe con frecuencia H+(ac) significando ion hidrógeno o protón al describir reacciones ácido-base, pero no hay evidencia suficiente de que exista en disolución acuosa el núcleo de hidrógeno libre;sí que está probada la existencia del ion hidronio, H3O+ e incluso de especies de mayor nuclearidad. Los compuestos que no tienen hidrógeno en su estructura no son considerados ácidos de Arrhenius.
Tampoco son bases de Arrhenius los compuestos que no tienen OH en su estructura.
Ácidos y bases de Brønsted-Lowry
En esta teoría, enunciada simultáneamente por Brönsted y Lowry,  un ácido es todasustancia capaz de ceder protones o hidrogeniones (H+) y base toda sustancia  capaz de tomarlos.
Debe existir por lo tanto  una sustancia capaz de tomar los protones que otra libera, por lo que se habla de pares ácido – base  conjugados. Si se trata de una disolución acuosa de la sustancia, es   el agua (que  tiene carácter anfótero) la que  toma o libera los H+ pasando a OH- o H3O+ (hidronio).Si se plantea la disolución del ácido clorhídrico:
HCl + H2O  →        Cl-     +   H3O+
A1      +     B2      →      B1    +   A2
A1 : ácido 1, en este caso HCl
B1 : base 1, Cl-
B2: base 2, H2O
A2: ácido 2, H3O+
Los pares ácido – base que se identifican son HCl/Cl- y H2O/H3O+
Por otra parte si se considera la disolución del amoníaco (base) se tiene:
NH3  +  H2O     →   NH4+ + OH-
B1    ...