Ácidos, bases y Arrhenius

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Svante Arrhenius

Fue Svante August Arrhenius (Vik, 19 de febrero de 1859 – Estocolmo, 2 de octubre de 1927) quien explicó, en su tesis doctoral de 1884, Recherches sur la conductivité galvanique des électrolytes, las leyes de Faraday y el factor de van’t Hoff de la presión osmótica de los electrolitos. Aunque su tesis fue aprobada con la mínima nota, en 1903 le permitió obtener el premio Nobel.

Para Arrhenius, la disolución de las sales en agua conlleva su disociación en iones y son estos iones los responsables de la conductividad eléctrica de la disolución. Así, el cloruro de sodio, en agua:

NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl(aq)

No sólo hay en la disolución cargas eléctricas que aumentan su conductividad, también el número de partículas en la disolución ha aumentado y, por lo tanto, también aumenta su presión osmótica, como midió van’t Hoff.

Atendiendo a su comportamiento en disolución acuosa, las sustancias pueden agruparse en tres categorías:

  1. No electrolitos. Sustancias que en disolución acuosa no se disocian y la disolución no es conductora de la electricidad. El azúcar o el alcohol serían no electrolitos.
  2. Electrolitos fuertes. Sustancias como el cloruro de sodio o el ácido clorhídrico que en disolución acuosa se encuentran completamente disociados. El coeficiente de van’t Hoff es próximo a un número entero y las disoluciones son conductoras, tanto más conductoras cuanto mayor sea la concentración de la sustancia disuelta.
  3. Electrolitos débiles. Sustancias como el ácido fluorhídrico o el amoniaco que, al disolverse, se disocian parcialmente. El coeficiente de van’t Hoff no se aproxima a un número entero y la conductividad de la disolución no aumenta linealmente con la concentración.

Una de las consecuencias de la teoría de la disociación electrolítica es la definición de ácidos y bases de Arrhenius:

Ácido es una sustancia que, en disolución acuosa, libera protones:

HNO3 → H+ + NO3

Base es una sustancia que, en disolución acuosa, libera iones hidróxido:

NaOH → Na+ + OH

Los ácidos y bases fuertes están completamente disociados, como el ácido nítrico y el hidróxido de sodio. Son electrolitos fuertes y sus disoluciones tienen una alta conductividad eléctrica.

Los ácidos y las bases débiles no están completamente disociados, sino que existe un equilibrio químico entre la forma no disociada y la forma disociada, constante denominada de acidez, Ka, o basicidad, Kb. Por ejemplo, el ácido nitroso:

HNO2 ↔ H+ + NO2
Ka

El amoniaco, y las aminas en general, se comportan como bases débiles, pero carecen de iones hidróxido que puedan liberar en agua. Arrhenius soslaya el problema suponiendo una reacción entre el agua y el amoniaco, formando hidróxido amónico que será el que tenga un comportamiento básico:

NH3 + H2O → NH4OH ↔ NH4+ + OHKb

La neutralización de un ácido y una base es la reacción entre el protón procedente del ácido y el hidróxido procedente de la base pra dar agua:

H+ + OH → H2O

La teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius, así como su teoría ácido-base, con ligeras modificaciones, se mantiene en la actualidad.

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