Teoria àcit-base de Arrhenius
A voltes cridada Teoria clàssica àcit-base, va ser establida pel químic suec Svante Arrhenius (1859 - 1927) per a explicar el comportament dels àcits i les bases en dissolució acuosa, aixina com la seua força relativa i la reacció de neutralisació entre un àcit i una base. La teoria s'emmarca dins de la teoria general de la dissociació iònica de les substàncies químiques produïda en dissoldre's en l'aigua, formulada per Arrhenius en la seua tesis doctoral presentada en 1884 i per la que rebria el Premi Nobel de Química en 1903.[1][2] La teoria solament se circumscriu al mig acuoso, per lo que, en el temps, va ser sobrepassada per atres teories més generalistes, com la de Brønsted-Lowry, formulada en 1923 o la de Lewis, en una primera proposta presentada eixe mateix any i una segona definició, més depurada, que es va presentar en 1938. Encara que esta teoria, en molts aspectes seguix sent vàlida en l'actualitat, generalment s'estudia des d'una perspectiva més be històrica i com a punt de partida per a l'estudi d'atres teories àcit-base posteriors.
Introducció històrica
[editar | editar còdic]Fins a la proposta de Arrhenius, les classificació de àcit, bases i sals es feya tenint en conte determinades propietats, moltes d'elles de caràcter organoléptico, com el sabor agre dels àcit o amarc de les bases i unes atres com la seua reactivitat front als metals o atres similars, totes elles de caràcter empíric i de cap modo tenint en conte aquells aspectes comuns als àcit o a les bases que tingueren relació en les seues estructures moleculars.
En 1883, Svante Arrhenius va propondre una teoria, llavors revolucionària, de que molts composts en dissoldre's en aigua es disociaban formant ions, uns carregats positivament i uns atres negativament, lo que convertia les dissolució acuosas en dissolució conductores de l'electricitat. Esta teoria va chocar en les idees preconcebudes de l'época de que en dissolució pogueren existir, per separat, ions de càrregues opostes i no va ser acceptada en un primer moment, [3] lo que va supondre per a Arrhenius l'estar a punt suspendre l'examen de doctorat, grau que finalment va obtindre a l'any següent, en 1884, pero en la calificació mínima.[4] No obstant, Arrhenius va enviar còpies de la seua tesis a eminents químics de l'época, com van’t Hoff i Ostwald, els qui es varen donar conte de l'importància que tenien les teories de Arrhenius, ya que en elles es podien explicar molts fenomens físic-químics de forma relativament senzilla, per lo que va anar finalment acceptada. Açò va supondre per a Arrhenius el seu reconeiximent internacional, rebent el Premi Nobel de Química en 1903.
Segons esta teoria general de la dissociació iònica, Arrhenius va aplegar a la conclusió de que les propietats dels àcit en dissolució estan relacionades en el ion H+, mentres que les propietats típiques de les bases es devien als ions OH-.[5]
Definicions de àcit i bases
[editar | editar còdic]Com a conseqüència de la teoria de la dissociació de Arrhenius, es va poder establir una nova definició de àcit i de bases que poden expressar-se de la següent manera:
Àcit. És tota aquella substància que en dissolució acuosa es ioniza donant ions hidrogen (H+). Eixemples d'àcit són l'àcit clorhídric, el nítric o l'acètic, que en dissoldre's en l'aigua es ionizan produint un ion negatiu, denominat anión de l'àcit, i el catión H+.[6]
Bases. Són substàncies que en dissolució acuosa es ionizan donant ions hidroxilo (OH-). Per tant, els hidròxit metàlics, com l'hidròxit sòdic, l'hidròxit potásico o el de calcio són bases, puix en dissoldre's en l'aigua produïxen un catión metàlic i el anión OH-.[6]
En estes definicions d'àcit i de base de Arrhenius és fàcil comprendre la formació de sals per neutralisació d'un àcit en una base, o viceversa. Des d'antic es venia denominant neutralisació a la reacció entre un àcit i una base, perque s'havia observat experimentalment que en posar-se en contacte abdós substàncies, estes perdien les seues qualitats i a canvi s'obtenia una tercera substància en propietats que no eren ni bàsiques ni àcides, és dir neutres. Segons la teoria de Arrhenius, en la reacció entre l'àcit i la base es produïx una combinació entre el ion H+ de l'àcit i el OH- de la base per a donar aigua[5] i una nova substància, la sal, que no podia ser considerada ni com a àcit ni com a base, ya que en dissoldre's en aigua no podia emetre ni ions H+ ni ions OH-. És dir, la sal és una substància neutra. Esta sal, segons la teoria de Arrhenius, està formada per l'unió del anión raïl de l'àcit i el catión metàlic de la base, per això, quan es dissol en aigua, es ioniza, lliberant el anión i el catión, fent que les dissolució salines siguen conductores de l'electricitat.
Referències
[editar | editar còdic]- ↑ Hudson, John (1992). The history of chemistry (en (anglés)), Chapman & Hall, pp. 216-219. ISBN 978-0-412-03641-5.
- ↑ Díaz Penya, M.; Roig Muntaner, {{{nom2}}}. «Cap. 32-9. Teoria de Arrhenius», Química Física. Tom II, Madrit: Alhambra. ISBN 84-205-0575-7.
- ↑ Leicester, Henry M. (1967). Panorama Històric de la Química, Madrit: Alhambra, pp. 253-254.
- ↑ Douglas A. Skoog, Donald M. West, F. James Holler and Stanley R. Crouch. (2015). Fonaments de química analítica, Cengage Learning, p. 200. ISBN 978-607-519-937-6.
- ↑ 5,0 5,1 Morcillo, J. (1980). «Cap. 14. Àcit i bases. Definició clàssica de Arrhenius», Temes bàsics de Química, Madrit: Alhambra, pp. 254-256. ISBN 84-205-0382-7.
- ↑ 6,0 6,1 García Pérez, J. A.; Teijón Rivera, {{{nom2}}}; González Fonts, {{{nom3}}}; Jiménez Tébar, {{{nom4}}} (1981). «Cap. 5.3 Acidos i Bases segons Arrhenius», Química, Tébar Flores, pp. 116-117. ISBN 84-7360-027-4.
- Este artícul conté una traducció derivada de «Teoría ácido-base de Arrhenius» de Wikipedia en castellà publicada baix la Llicència de documentació lliure de GNU i la Llicència Creative Commons Reconeiximent-CompartirIgual 4.0 Internacional.