la definicion y teoria de Ácido y Bases Según Arrhenius
La primer definición de ácidos y bases fue dada por el químico sueco Svante Arrhenius alrededor de 1884 enunciando que:
“Las sustancias ácidas son aquellas que en solución acuosa se disocian en iones hidrógeno; mientras que las sustancias básicas son aquellas que en solución acuosa se disocian en iones hidróxilos”
La teoría de Arrhenius de ácidos y bases fue formulada con base en su teoría de ionización de las sustancias en soluciones acuosas. Las sustancias que se disociaban totalmente o parcialmente como iones en solución acuosa eran considerados electrolitos. Aquellas que se disociaban totalmente eran electrolitos fuertes, las que no se disociaban totalmente eran electrolitos débiles.
En el caso de los ácidos fuertes, tales como H2SO4, HNO3, HCl, HClO4, los cuales se ionizan completamente en solución acuosa y proveen iones hidrógeno (H+), la teoría de Arrhenius funcionaba perfectamente.
De modo semejante, las bases fuertes como NaOH y KOH también se ionizaban completamente en solución acuosa y producen iones hidrófilos (OH-)
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En tanto, en ciertos casos, la teoría de Arrhenius no se aplicaba bien donde la solución no era acuosa y hasta mismo en estas condiciones donde ciertas sustancias con carácter ácido o básico, no proveían iones H+ o OH-, respectivamente.
Como por ejemplo, el amoníaco (NH3) no contiene iones hidróxilo, por tanto en solución acuosa el puede producir iones hidróxilos reaccionando con agua:
NH3(aq) + H2O à NH3HOH à NH4OH à NH4 + (aq) + OH- (aq)
De cualquier modo, como no hay evidencias de que el NH4OH existe, el concepto de Arrhenius para ácidos y bases no ha sido más considerado, ni tampoco en soluciones acuosas.
Además de esto, el concepto de Arrhenius promovió la idea equivocada que la disociación iónica era indispensable para manifestación de acidez y que, por tanto, las reacciones del tipo ácido-base no podrían ocurrir en la mayoría de los solventes no acuosos y en la ausencia de solvente.
