Des de fa molt de temps es coneixen i usen substàncies de característiques especials que són de gran interès pràctic, les quals avui s'identifiquen com àcids y bases. Es tracta de reactius químics molt comuns, capaços de desenvolupar gran part dels seus compostos en mitjans aquosos, i que han acompanyat la humanitat des dels primers intents de classificar les substàncies pel seu sabor, aspecte i comportament.
hi ha unes reaccions en què participen els àcids i bases, anomenades reaccions àcid-base, que s'estudien aplicant els principis del equilibri químic a dissolucions. En aquest tipus de processos hi ha una substància que juga un paper central: el dissolvent. En dissolucions aquoses, els àcids i bases intercanvien protons amb l'aigua, per això a aquestes reaccions també se les coneix com reaccions d'intercanvi de protons o protolítiques.
Molt abans que existís la química moderna, ja se sabia empíricament que alguns aliments com el vinagre, la llimona o certs fruits tenien un sabor agre molt característic. Tot i això, es va trigar segles a comprendre la causa d'aquest sabor. La paraula àcid procedeix del llatí “àcid", Que significa agre, i reflecteix com el criteri sensorial —especialment el gust— va ser la primera guia per classificar aquestes substàncies.
Què són els àcids?
Des de la perspectiva de la química aquosa moderna, un àcid s'anomena com tot compost químic que, en dissoldre's en aigua, produeix una solució amb una activitat de cations hidroni (H3O+) més gran que la de l'aigua pura. En termes de l'escala de pH, això implica que la dissolució àcida presenta un pH menor que 7.
Tota substància química que manifesti les propietats característiques d'un àcid (capacitat per donar protons, reaccionar amb bases, modificar indicadors, etc.) s'anomena substància àcida. La comprensió actual dels àcids s'ha anat refinant al llarg del temps a través de diversos models teòrics, però la idea central que són substàncies que generen o aporten acidesa en un medi roman.
Característiques dels àcids
Entre les propietats i les característiques més importants dels àcids hi ha les següents, que abasten tant aspectes sensorials com químics i tecnològics:
- Posseeixen la qualitat de reaccionar amb substàncies anomenades bases, donant lloc a processos de neutralització en què es formen sals i aigua. Aquesta és una de les relacions més antigament observades en química.
- Molts àcids són extremadament corrosius, especialment els àcids minerals concentrats (com el clorhídric, nítric o sulfúric). Aquesta corrosivitat és deguda a la seva elevada capacitat de reaccionar amb metalls, teixits orgànics i nombrosos materials.
- Funcionen com a excel·lents conductors de l'electricitat en medis aquosos, ja que en dissolució es dissocien en ions que permeten el transport de càrrega elèctrica a través del líquid.
- En molts casos es percep un peculiar sabor àcid o agre. Un exemple clàssic són els aliments que contenen àcid cítric, com les taronges, les llimes, les toronges o la llimona, així com l'àcid acètic del vinagre. Aquest criteri sensorial va ser una de les primeres maneres d'identificar substàncies àcides.
- Poden reaccionar amb òxids metàl·lics per formar sal i aigua, comportament similar al que presenten davant de les bases, la qual cosa posa de manifest la seva capacitat per transformar compostos iònics i covalents sòlids en espècies solubles.
- En alguns casos poden ser nocius per a la salut i produir cremades a la pell i danys greus en teixits. El contacte perllongat o amb altes concentracions requereix equips de protecció adequats.
- Tenen la capacitat de generar sal i hidrogen molecular (H2) en reaccionar amb determinats metalls actius (com zinc, magnesi o ferro), procés acompanyant d'efervescència i alliberament de gas.
- Tenen qualitats que afecten fortament els indicadors àcid-base, com la fenolftaleïna o el paper tornassol. Un àcid pot decolorar la fenolftaleïna (tornant-la incolora) i és capaç de fer que el paper tornassol canviï de blau a vermell o de tonalitats ataronjades a vermelloses, depenent de l'indicador utilitzat.
A aquestes característiques se n'hi sumen d'altres que avui s'entenen millor gràcies a la teoria química: alguns àcids es consideren àcids forts perquè es dissocien gairebé del tot en aigua (com el clorhídric), mentre que altres són àcids febles, ja que només s'ionitzen parcialment (com l'acètic). Aquest grau de dissociació determina la intensitat del seu comportament àcid i és clau per predir el resultat de les reaccions.
Històricament, substàncies com el esperit de vinagre (àcid acètic), el esperit de la sal (àcid clorhídric), el esperit del nitre (àcid nítric) i el esperit del vitriol (àcid sulfúric) es van convertir en eines essencials d'alquimistes i protoquímics. El seu enorme poder per dissoldre materials, inclosos metalls nobles mitjançant barreges com el aigua regia, els va convertir en substàncies molt valuoses i simbòliques en la pràctica química d'èpoques passades.
Què són les bases?
Les bases també es coneixen com àlcalis, terme que procedeix de l'àrab “al-qaly”, relacionat amb les cendres vegetals que es feien servir per elaborar sabó i vidre. S'anomenen bases totes aquelles substàncies que posseeixen propietats alcalines, és a dir, que són capaços de reaccionar amb àcids per generar sals, i que en dissolució aquosa produeixen o incrementen la concentració de ions hidroxil (OH-) o d'espècies que es comporten com a tals.
Entre les bases més comunes es troben els hidròxids (per exemple NaOH i KOH), que han estat i són àmpliament utilitzats en laboratori i indústria. En el llenguatge químic actual, una base es pot definir de diverses formes complementàries segons el model teòric: com a substància que accepta protons (model de Brønsted-Lowry) o com a espècie que dona parells d'electrons (model de Lewis). No obstant això, en l'àmbit de les dissolucions aquoses, continua resultant útil descriure-les com a compostos que generen un pH més gran que 7 en dissoldre's en aigua.
Característiques de les bases
Robert Boyle i altres químics pioners van identificar diverses propietats fonamentals que permeten reconèixer i classificar les bases. Entre les més destacades hi ha:
- Al tacte solen presentar un caràcter sabonós o relliscós, especialment quan es tracta de bases fortes en dissolució, com l'hidròxid de sodi o l'hidròxid de potassi.
- Es caracteritzen per la seva sabor amarg, una propietat que ja s'associava històricament als àlcalis obtinguts de cendres, encara que per raons de seguretat no és recomanable provar substàncies bàsiques concentrades.
- tenen la habilitat de reaccionar amb els àcids, produint sals i aigua en reaccions de neutralització, que constitueixen un dels pilars de lestudi de la química àcid-base.
- Poden fer que el paper tornassol canviï de vermell a blau, i afecten molts indicadors com la fenolftaleïna, que adquireix un color rosat intens en medi bàsic.
- Molts hidròxids són solubles en aigua, especialment els de metalls alcalins i alcalinoterris, cosa que en facilita l'ús en processos industrials i de laboratori. Aquestes dissolucions aquoses són, en general, bones conductores de l'electricitat degut a la presència d'ions.
- La gran majoria daquestes substàncies són nocives per a la pell humana, ja que fan malbé els teixits per saponificació de greixos i destrucció de proteïnes. Bases fortes com la sosa càustica o la potassa càustica poden provocar cremades molt greus.
Entre les bases més antigues conegudes es troben la insulsa (carbonat de sodi) i la potassa (carbonat de potassi), obtingudes a partir dels extractes aquosos de cendres. A aquestes se sumen formes naturals de terres alcalines, com la calcària o la creta (carbonat de calci). Amb el desenvolupament de la química es van incorporar també altres compostos com el amoníac, inicialment considerat un àlcali volàtil, que s'obtenia per descomposició de substàncies orgàniques com la urea.
Tot i que Boyle i altres grans químics van intentar explicar en diverses ocasions per què els àcids i bases es comportaven de tal manera, les primeres definicions teòriques plenament acceptades van trigar molt a consolidar-se. Durant bona part de la història, àcids i bases es definien de forma circular, és a dir, en funció de com reaccionaven entre si: una substància era àcida si reaccionava amb una base coneguda, i bàsica si reaccionava intensament amb un àcid conegut.
Reaccions àcid-base
Les reaccions àcid-base, també conegudes com reaccions de neutralització, són processos químics en què un àcid i una base reaccionen per donar, com a productes principals, sal i aigua. El terme “sal” s'empra per descriure qualsevol compost amb caràcter iònic el catió del qual procedeix d'una base i l'anió del qual procedeix d'un àcid.
En el context de la química aquosa, aquestes reaccions s'entenen com a combinacions d'ions H+ (o H3O+) procedents de l'àcid amb ions OH- procedents de la base per formar molècules d'aigua. De manera més àmplia, en models com el de Brønsted-Lowry, es descriuen com a processos de transferència de protons entre un donant (àcid) i un receptor (base).
Les reaccions de neutralització són, en la majoria dels casos, exotèrmiques, és a dir, alliberen energia en forma de calor. Per això, en barrejar dissolucions concentrades d‟àcids i bases s‟observa un notable augment de temperatura. Es parla de “neutralització” perquè, en combinar-se en proporcions adequades, àcid i base anul·len mútuament les seves propietats característiques, produint una dissolució en què el pH se situa proper a la neutralitat, depenent de la força relativa dels reactius.
Històricament, l'antagonisme entre àcids i bases s'interpretava gairebé com una lluita entre substàncies oposades. Els protoquímics observaven que en posar en contacte un “esperit àcid” amb un àlcali es produïa una reacció tumultuosa, sovint violenta, amb generació de calor i fins i tot de gasos com el diòxid de carboni quan l'àlcali era un carbonat. Aquests fenòmens cridaners van contribuir a consolidar la idea que àcids i bases pertanyien a categories clarament diferenciades i oposades.
Pràctica de la reacció àcid-base
Per il·lustrar una reacció de neutralització, es pot fer una experiència de laboratori clàssica utilitzant una valoració àcid-base. Un procediment típic consisteix a disposar d'un matràs Erlenmeyer amb una dissolució d'àcid clorhídric (HCl) de concentració coneguda oa determinar, al que s'afegeixen unes gotes d'un indicador àcid-base, com la fenolftaleïna.
La fenolftaleïna és incolora en mig àcid o lleugerament neutre, però adquireix un color rosa intens en medi bàsic. D'aquesta manera, el canvi de color serveix com a senyal visual per detectar el punt en què la dissolució ha passat de tenir un excés d'àcid a presentar un lleu excés de base.
En paral·lel, es prepara una bureta amb una dissolució de hidròxid de sodi (NaOH), que actua com a base valorant. S'obre la clau de la bureta de forma acurada i lenta, permetent que la dissolució de NaOH caigui gota a gota sobre l'àcid contingut al matràs Erlenmeyer.
A mesura que la base va caient i s'agita suaument el matràs, els ions OH- de la base reaccionen amb els ions H+ (o H3O+) de l'àcid clorhídric, formant-se aigua i clorur de sodi (NaCl). Aquest procés provoca que la acidesa disminueixi progressivament i que el pH augmenti. La temperatura de la dissolució pot pujar lleugerament a causa del caràcter exotèrmic de la reacció.
Arriba un moment en què la quantitat de base afegida és exactament la necessària per neutralitzar tot l'àcid present. En aquest punt, conegut com punt d'equivalència, la següent gota de base que s'hi afegeix genera un lleuger excés d'OH- en la dissolució, cosa que provoca que l'indicador canviï de color i es torni rosat. Aquest canvi de color és un senyal experimental que s'ha assolit l'equilibri àcid base desitjat.
Des del punt de vista quantitatiu, els neutralitzants dàcids i bases es produeixen en proporcions equivalent-equivalent. Això vol dir que un equivalent d'àcid serà neutralitzat completament per un equivalent de base, independentment de la naturalesa concreta de cada substància, sempre que se'n conegui la capacitat per donar o acceptar protons.
La massa d'un equivalent gram es determina en funció del tipus de substància i de la reacció implicada. No és el mateix calcular l'equivalent gram d'una sal que el d'un àcid, i tampoc no és igual per a totes les reaccions possibles, ja que el nombre de protons transferits o grups funcionals implicats pot variar. Per tant, els càlculs d'equivalents cal ajustar-se al context concret de la reacció.
En el cas dels àcids, la massa molar dividida entre el nombre d'hidrogens dissociables dóna com a resultat la massa d'un gram equivalent d'aquest àcid. Per a les bases del tipus hidròxid, l'equivalent gram sol obtenir dividint la massa molar entre el nombre de grups OH- presents a la fórmula.
El volum de les dissolucions implicades en una valoració es relaciona mitjançant la fórmula: Na Va = Nb Vb, on Na i Va són la normalitat i el volum de l'àcid, i Nb i Vb són la normalitat i el volum de la base. Aquesta expressió permet calcular la quantitat d'una dissolució de concentració coneguda necessària per neutralitzar completament una altra dissolució la concentració de la qual es vol trobar.
Per poder calcular la normalitat d'una dissolució àcida en el cas d'àcids monopròtics (que cedeixen un únic protó), es pot fer servir la relació simplificada: normalitat = molaritat. En àcids polipròtics o bases polifuncionals, cal tenir en compte el nombre de protons o grups OH- disponibles per molècula.
Importància de la reacció àcid-base
Les reaccions àcid-base tenen una importància enorme en química i en la vida quotidiana, sobretot per la seva utilitat com tècniques d'anàlisi quantitativa mitjançant valoracions volumètriques. A partir d'aquests processos és possible determinar amb precisió la concentració de substàncies en dissolucions, cosa que és fonamental en laboratoris d'anàlisi clínica, control de qualitat industrial, tractament d'aigües, indústria alimentària i nombroses àrees tecnològiques.
A la pràctica experimental, les valoracions àcid-base solen emprar una dissolució indicadora per identificar visualment el punt proper a la neutralització. Aquests indicadors canvien de color dins un interval de pH específic. Escollir un indicador adequat implica conèixer el pH del punt d'equivalència de cada reacció i seleccionar l'indicador el rang de viratge del qual coincideixi amb aquest valor.
A més dels mètodes visuals, actualment s'utilitzen mètodes electroquímics per al seguiment de reaccions àcid-base, com la utilització de pH-metres i elèctrodes específics. Aquests mètodes permeten detectar amb gran precisió el punt on es produeix la neutralització, representant gràficament la variació del pH davant del volum de valorant afegit.
Els equilibris àcid-base també són essencials per comprendre processos biològics i ambientals: des del manteniment del pH sanguini mitjançant sistemes tampó fins al comportament de nutrients i contaminants en sòl i aigua. La química d'àcids i bases s'aplica directament al disseny de fertilitzants, en el control de la acidesa dels oceans, i en la formulació de productes domèstics com a detergents, desincrustants, anticalç i antiàcids.
A nivell històric, l'estudi de les neutralitzacions va ajudar els químics a comprendre que les reaccions tenien lloc a proporcions de massa fixes, el que va contribuir al desenvolupament de lleis fonamentals com la llei de les proporcions definides. L'ús d'indicadors vegetals com el xarop de violetes va permetre trencar la circularitat en la definició d'àcids i bases, ja que proporcionava una referència independent per classificar substàncies segons el comportament.
Tipus de reaccions àcid-base segons la força dels reactius
Les reaccions de neutralització poden classificar-se segons la força relativa de l'àcid i de la base que hi participen. Aquesta classificació és útil per predir el pH de la dissolució resultant i triar lindicador més adequat en una valoració.
Reacció d'un àcid i una base febles
En una reacció entre un àcid feble i una base feble, ni l'àcid es dissocia completament per donar tots els seus protons ni la base s'ionitza totalment per acceptar protons. En aquest tipus de sistemes, el catió de la base i anió de l'àcid poden patir hidròlisi, és a dir, reaccionar parcialment amb l'aigua modificant l'equilibri d'ions H+ i OH-.
Com a resultat, el pH de la dissolució final dependrà de la constant d'acidesa (Ka) de l'àcid i la constant de basicitat (Kb) de la base. Si l'àcid és més feble que la base, l'efecte global de la hidròlisi sol produir un pH més gran que 7. En canvi, si la base és més feble que l'àcid, el pH tendeix a valors menors que 7. Aquests casos intermedis requereixen una anàlisi detallada dels equilibris involucrats.
Reacció entre una base forta i un àcid feble
quan una base forta reacciona amb un àcid feble, la base es dissocia pràcticament per complet i domina el comportament de l'equilibri. En aquestes condicions, principalment el anió de l'àcid feble pateix hidròlisi, generant espècies que consumeixen protons del medi i eleven el pH.
En aquest tipus de reaccions, el pH de la dissolució resultant sol situar-se en valors més grans que 7, ja que predomina el caràcter bàsic degut a l'excés relatiu oa l'efecte de la base forta. Per això, lindicador indicat per a una valoració dàcid feble amb base forta ha de virar a la zona de pH bàsica.
Reacció entre una base feble i un àcid fort
En la reacció entre un àcid fort i una base feble, la situació s'inverteix. L'àcid es dissocia gairebé del tot i aporta gran quantitat de protons al medi, mentre que la base només s'ionitza parcialment. En aquest entorn, el catió procedent de la base feble pot patir hidròlisi, alliberant protons o estabilitzant espècies que mantenen el medi més àcid.
Com a conseqüència, el pH de la dissolució final sol estar al voltant de valors menors que 7, amb un domini clar del caràcter àcid. Per a valoracions d'aquest tipus, s'escullen indicadors el rang de viratge dels quals es trobi a la zona àcida de l'escala de pH.
Per seleccionar lindicador òptim en cada cas, és essencial estimar el pH del punt d'equivalència i contrastar-ho amb la zona de transició de lindicador. D'aquesta manera, el canvi de color coincideix amb la neutralització real i s'obtenen resultats analítics més precisos.
Definicions històriques de la reacció àcid-base
Al llarg de la història de la química, nombrosos científics han proposat definicions d'àcids i bases per explicar-ne el comportament. Cada definició va sorgir en un context particular de desenvolupament científic, tècnic i conceptual, i la seva rellevància es mesura per la capacitat per descriure i predir reaccions, especialment les de neutralització, tant en sistemes líquids com gasosos.
A les primeres etapes de la química, dominaven les explicacions basades en essències o “principis” intangibles d'acidesa, basicitat i salinitat, inspirades en idees aristotèliques. Es creia que la matèria no tenia propietats intrínseques, sinó que aquestes es devien a principis abstractes que s'unien o se separaven de les substàncies. Aquests principis no es podien aïllar, cosa que portava a definicions d'àcids i àlcalis gairebé circulars: una substància era àcida si reaccionava amb una base i viceversa, sense una referència independent que trenqués aquest cercle.
Amb l'avenç de l'experimentació, la introducció de indicadors vegetals per part de Boyle i altres va permetre utilitzar canvis de color com a criteri extern, aliè a les pròpies substàncies a classificar. Aquest canvi metodològic va suposar un pas decisiu cap a definicions més operatives d'acidesa i basicitat, tot preparant el terreny per als models quantitatius i estructurals que es formularien posteriorment.
Definició d'Antoine Lavoisier
Antoine Lavoisier va treballar en una època en què el coneixement sobre els àcids se centrava sobretot en els àcids forts inorgànics, i en particular als oxàcids, que presenten un àtom central en alt estat d'oxidació envoltat d'àtoms d'oxigen. La seva experiència es recolzava en àcids com el sulfúric, el nítric o el fosfòric, molt més que en els àcids hidràcids, que no contenen oxigen.
A partir de les seves observacions, Lavoisier va proposar que el oxigen era el “formador d'àcids"per excel·lència. Per això es va inspirar en el grec clàssic, incloent aquesta idea en la pròpia etimologia de la paraula química per a oxigen. Segons la seva teoria, la acidesa s'explicava per la presència d'oxigen a la molècula, i la força d'un àcid s'associava amb la proporció d'aquest element a la composició.
Aquesta concepció va tenir una enorme influència durant dècades perquè permetia unificar el comportament de molts oxàcids coneguts sota un mateix criteri. Tot i això, l'existència d'àcids sense oxigen, com el àcid clorhídric, i de compostos amb oxigen que no eren àcids, evidenciava contradiccions que a poc a poc es van fer insalvables. La teoria va romandre influent a prop de 30 anys, fins que treballs i articles publicats al voltant de 1810 van mostrar inconsistències que van portar al seu replantejament.
Definició de Liebig
Més endavant, el químic Justus von Liebig, profundament implicat en l'estudi de la química orgànica i en la composició dels àcids orgànics, va proposar una definició que superava alguns límits del model centrat a l'oxigen. Liebig considerava que un àcid era una substància que contenia hidrogen i que aquest hidrogen podia ser reemplaçat per un metall mitjançant reacció adequada.
Aquesta formulació, basada en criteris empírics i en l'anàlisi comparada de moltes substàncies, posava el focus a la capacitat de formar sals. L'hidrogen que se substituïa per un metall es veia com a component definitori de l'acidesa. Tot i la seva simplicitat conceptual, la definició de Liebig va ser extremadament útil i es va mantenir vigent durant un llarg període, en proporcionar un pont entre el comportament àcid i la estructura dels compostos.
Aquesta visió va resultar especialment poderosa en un moment en què s'estaven desenvolupant teories sobre la València i la estructura molecular, ajudant a relacionar l'acidesa amb posicions concretes d'hidrogen a la molècula, responsables de la seva reactivitat i de la síntesi de nous compostos.
Definició d'Arrhenius
Amb l'auge de la teoria de la dissociació electrolítica i dels estudis de conducció elèctrica en dissolucions, Svante Arrhenius va proposar una definició d'àcids i bases que modernitzava i simplificava molts conceptes anteriors, centrant-se en els ions presents a les dissolucions aquoses.
Segons la definició d'Arrhenius, un àcid és una substància que, en dissoldre's en aigua, augmenta la concentració d'ions hidrogen (H+), mentre que una base és una substància que, en les mateixes condicions, augmenta la concentració d'ions hidroxil (OH-). La reacció àcid-base s'interpretava aleshores com la combinació de H+ i OH- per formar aigua, A partir de la dissociació d'àcids i bases en dissolució aquosa.
Aquesta definició va introduir una interpretació clara de per què les dissolucions d‟àcids i bases condueixen l‟electricitat: la presència d‟ions lliures explicava els corrents observats experimentalment. A més, permetia relacionar la força d'un àcid o base amb el grau de dissociació en aigua, proporcionant una base quantitativa per comparar compostos.
Tot i això, el marc d'Arrhenius té limitacions importants. Entre elles, que es restringeix a mitjans aquosos i requereix la presència explícita de H+ i OH-. Això fa difícil aplicar la seva definició a reaccions en dissolvents diferents de l'aigua oa processos àcid-base que no impliquen directament aquests ions, cosa que va motivar el desenvolupament de models més generals.
Definició de Brønsted-Lowry
El model de Brønsted-Lowry va suposar un salt qualitatiu en la comprensió de les reaccions àcid-base en centrar-se en la transferència de protons. Independentment, diversos químics van arribar a conclusions similars: en aquest enfocament, un àcid és una substància capaç de donar protons (H+), mentre que una base és aquella capaç de acceptar-los.
La reacció àcid-base es descriu com un procés en què un àcid cedeix un protó per convertir-se en el seu base conjugada, mentre que la base accepta aquest protó i es transforma en el seu àcid conjugat. Per exemple, quan l'àcid clorhídric dóna un protó a l'aigua, es forma la base conjugada Cl- i l'ió hidroni H3O+, que alhora actua com l'àcid conjugat de la base aigua.
Aquest enfocament presenta diversos avantatges respecte de la definició d'Arrhenius. En primer lloc, no es limita a mitjans aquosos, sinó que es pot aplicar a altres dissolvents i fins i tot a reaccions en fase gasosa. En segon lloc, permet descriure reaccions àcid-base en què no es forma necessàriament aigua, i en què els protons passen directament d'una espècie a una altra.
La definició de Brønsted-Lowry introdueix un canvi conceptual important perquè considera que l'acidesa i la basicitat són propietats relatives, dependents de lequilibri entre un àcid i una base concrets i les seves espècies conjugades. D'aquesta manera, es pot parlar de sèries de força d'àcids i bases, i d'equilibris en què la posició depèn de les afinitats relatives pel protó.
Definició de Lewis
Gilbert N. Lewis va formular una de les definicions més generals d'àcids i bases, basant-se en el comportament dels electrons a les reaccions químiques. Al seu model, una base de Lewis és una espècie capaç de donar un parell d'electrons, Mentre que un àcid de Lewis és una espècie capaç de acceptar aquest parell d'electrons.
Aquesta formulació no exigeix la presència de protons ni de dissolvents específics. Els ions metàl·lics amb orbitals buits, per exemple, poden actuar com a àcids de Lewis, mentre que molècules amb parells solitaris d'electrons (com l'amoníac, l'aigua o els halogenurs) actuen com a bases de Lewis. Quan es produeix la reacció, es forma un enllaç covalent coordinat per compartició del parell delectrons donat per la base.
Aquesta perspectiva amplia enormement el domini de la química àcid-base, abastant reaccions de coordinació, processos en sistemes no aquosos i moltes transformacions orgàniques i inorgàniques que no encaixen bé en els models d'Arrhenius o Brønsted-Lowry. Des de l'òptica de Lewis, la coneguda formació de l'aigua es pot entendre com la combinació d'un àcid de Lewis (el protó) amb una base de Lewis (el parell electrònic de l'oxigen a la molècula d'aigua).
La teoria de Lewis integra i generalitza molts aspectes de la teoria de Brønsted-Lowry i del concepte de sistema dissolvent, oferint un llenguatge comú per descriure reaccions en què s'intercanvien electrons més que protons, i que no impliquen necessàriament la formació de sals clàssiques.
Definició de Pearson (àcid-base dur-tou)
La teoria dels àcids i bases durs i tous (ABDB) va ser plantejada per explicar i predir millor les tendències en reaccions de metàtesi i processos de coordinació, especialment en química inorgànica. Ralph Pearson va proposar classificar àcids i bases segons la seva “duresa” o “blanda”, conceptes que es relacionen amb propietats com el mida de l'espècie, Per estat d'oxidació i la seva polaritzabilitat.
En aquest marc, es considera “toves” a les espècies relativament grans, amb baixos estats d'oxidació y altament polaritzables. Són “dures” les espècies petites, amb alts estats d'oxidació i baixa polaritzabilitat. La regla empírica fonamental d'aquesta teoria sosté que els àcids durs tendeixen a associar-se preferentment amb bases dures, Mentre que els àcids tous mostren afinitat per bases toves.
Aquest enfocament resulta molt útil a la química de coordinació, en el disseny de catalitzadors i en la predicció de productes en reaccions en què múltiples combinacions són possibles. Per exemple, permet anticipar quins lligands s'uniran amb més força a un catió metàl·lic determinat, o quines combinacions seran més estables en el context de processos industrials o ambientals.
Encara que es recolza principalment en consideracions qualitatives, la teoria de Pearson ofereix un marc molt valuós per interpretar tendències en reactivitat, selectivitat y estabilitat de complexos. També s'ha estès a l'avaluació del comportament de materials energètics i explosius, en què les interaccions àcid-base dur-tou poden influir en la seva sensibilitat i exercici.
Definició de Usanovich
Mikhail Usanovich va proposar una definició extremadament general d'àcids i bases, que abasta un rang molt ampli de reaccions químiques. A la seva concepció, un àcid és qualsevol substància capaç de acceptar espècies negatives (com anions o electrons) o de donar espècies positives (com a cations), mentre que una base és tota substància que fa el contrari: accepta espècies positives o dona espècies negatives.
Aquesta formulació és tan àmplia que engloba no només les reaccions àcid-base tradicionals, sinó també molts processos de oxidació-reducció (redox). A la pràctica, la reacció àcid-base en el sentit d'Usanovich se superposa amb la reacció redox, fent molt difusa la frontera entre totes dues. Aquesta manca de distinció clara és una de les raons per les quals la seva definició no ha estat tan adoptada a l'ensenyament bàsic, encara que posseeix un interès conceptual elevat.
Mentre que moltes teories àcid-base se centren en la formació i ruptura d'enllaços covalents o coordinats, la definició d'Usanovich, igual que alguns enfocaments redox, posa l'accent a la transferència física de càrregues (ions o electrons). Aquesta perspectiva és útil en certs àmbits de la química teòrica, però menys pràctica quan es busca una classificació operativa senzilla per a ús general.
Definició de Lux-Flood
En contextos específics com la geoquímica i la electroquímica de sals foses, s'utilitza la definició de Lux-Flood per descriure comportaments àcid-base en absència d'aigua i de protons lliures. Aquesta teoria va ser proposada per Hermann Lux i posteriorment desenvolupada i difosa per Håkon Flood, donant lloc a un model amb especial rellevància en sistemes iònics a alta temperatura.
Segons aquesta definició, una base és un donant d'anions òxid (O2-), Mentre que un àcid és un acceptor d'anions òxid. A les reaccions estudiades sota aquest enfocament, l'intercanvi d'anions òxid entre espècies iòniques és la clau per entendre la direcció dels processos i l'estabilitat de les fases presents.
La definició de Lux-Flood és especialment útil per interpretar reaccions a fosos d'òxids, a la formació de minerals dins de l'escorça terrestre i al processament de metalls mitjançant electròlisi en sals foses. Tot i que pot semblar molt especialitzada, ressalta com el concepte d'acidesa i basicitat es pot adaptar a entorns on el paper de l'aigua és irrellevant o inexistent.
Definició de sistema dissolvent
El model del sistema dissolvent constitueix una generalització de la definició d'Arrhenius a altres medis diferents de l'aigua. En aquest enfocament, s'assumeix que en molts dissolvents hi ha espècies cations solvoni y anions solvoni, en equilibri amb les molècules neutres del propi dissolvent.
Al sistema dissolvent, es defineix com àcid a un solut que provoca un augment en la concentració de cations solvoni o una disminució d'anions solvoni. De forma complementària, una base és un solut que causa un augment d'anions solvoni o una disminució de cations solvoni. El comportament àcid o bàsic d'una substància, per tant, passa a dependre no només de la naturalesa, sinó també del dissolvent concret on es troba.
Aquest model explica per què una mateixa substància pot manifestar comportaments diferents depenent del medi: en un dissolvent pot actuar com a àcid i en un altre comportar-se com a base. A més, permet estudiar reaccions àcid-base en sistemes on l'aigua no intervé, com ara en dissolvents orgànics polars o en medis iònics especialitzats.
La definició del sistema dissolvent va destacar la importància de considerar el entorn químic i no només l'estructura intrínseca dels soluts, cosa que ha resultat crucial per al desenvolupament de noves metodologies sintètiques i analítiques en química moderna.
Resulta vistós comprovar com, al llarg de la història, químics d'èpoques i contextos molt diferents han proposat definicions diverses sobre el mateix fenomen. Lluny de ser contradictòries, aquestes teories solen ser complementàries, cadascuna adaptada a un àmbit concret daplicació. Juntes han permès construir una visió molt més completa del que són els àcids i les bases, de com es relacionen amb l'estructura de la matèria i de quina manera governen un nombre enorme de reaccions fonamentals a la natura ia la tecnologia humana.