Teoría de Arrhenius

Definición de la teoría de Arrhenius

Nuestro viaje por la teoría de Arrhenius comienza con Svante Arrhenius, el químico que dio nombre a la teoría. El científico sueco Svante Arrhenius nació el 19 de febrero de 1859 y murió el 2 de octubre de 1927, a la edad de 68 años. Arrhenius fue un químico consumado durante su vida. No es de extrañar que ganara el Premio Nobel de Química en 1903.

_{Figura 1. Svante Arrhenius,}

Seguro que te preguntas qué hizo exactamente Arrhenius para ganarse un lugar entre los más grandes científicos de la historia. Pues bien, Svante Arrhenius fue el ¡primer químico que clasificó los Ácidos y las Bases! Veamos ahora la definición de la teoría de Arrhenius de los ácidos y las bases.

Teoría de Arrhenius sobre ácidos y bases

Según la teoría de Arrhenius, los ácidos de Arrhenius se disocian en el agua para formar iones hidrógeno (^H+). En otras palabras, un ácido de Arrhenius aumenta la concentración de iones ^H+ cuando se disuelve en agua (_H2O). Por ejemplo, cuando el ácido bromhídrico (HBr) se disuelve en agua, se disocia en iones hidrógeno y bromo.

$$ \text{HBr} \H^{+}\text{ + Br}^{-} $$

Ahora bien, una base de Arrhenius se disocia en el agua para formar iones hidróxido (^OH-), aumentando la Concentración de iones hidróxido en la solución. Un ejemplo común de base de Arrhenius es el hidróxido de potasio (KOH). Cuando el KOH se disuelve en agua, se separa en cationes potasio (^K+) y aniones hidróxido (^OH-).

$$ \text{KOH } \K}^{+}\text{ + OH}^{-}$. $$

¡Veamos un problema!

Limitaciones de la teoría de Arrhenius

Ahora bien, como todo en este mundo, la teoría de Arrhenius no es perfecta y tiene algunas limitaciones. Según la definición de Arrhenius de ácidos y bases, el catión ^H+ y el ^anión OH- son fundamentales para el concepto de ácido/base. Por tanto, sólo puede explicar el comportamiento de los ácidos y las bases que contienen realmente ^H+ y ^OH-.

Sin embargo, hay ácidos y bases que no se ajustan a esta descripción teórica. Por ejemplo, el NaHSO4 acuoso_es ácido, mientras que el _Na2CO3 acuoso es básico.

Otra limitación de la teoría de Arrhenius de los ácidos y las bases es que no describe cómo se comportan los ácidos y las bases en soluciones no acuosas.

Tampoco explica el comportamiento del H+ ^en el agua. Resulta que ^los H+ no pueden existir como iones en el agua porque estos iones son atraídos por las moléculas polares de agua, formando iones de hidronio (^H3O+). Para explicar este comportamiento de los H+, los científicos pueden llegar a la teoría de Arrhenius modificada.

Por ejemplo, la ionización del ácido carbónico en el agua produce iones ^H3O+ e iones ^HCO3-.

$$ \text{H}{2}\text{CO}{3}(aq)\text{ + H}{2}\text{O}(l) \longrightarrow \text{H}{3}\text{O}^{+}(aq) \text{ + HCO}_{3}^{-}(aq)$$

Teoría de Arrhenius de la disociación electrolítica

En 1903, Svante Arrhenius recibió el Premio Nobel de Química por el desarrollo de la teoría electrolítica de la disociación , que es una teoría que describe las soluciones acuosas en términos de ácidos (ácidos de Arrhenius) y bases (bases de Arrhenius).

Esta teoría también pretendía explicar por qué algunas soluciones son capaces de conducir la electricidad, ¡y proponía que estos iones presentes en la solución permiten que fluya la electricidad!

La teoría de Arrhenius de la disociación electrolítica se utiliza mucho en el laboratorio cuando se trata de la electrólisis, un proceso químico que consiste en hacer pasar una corriente eléctrica a través de una solución acuosa que contiene iones para dividir los compuestos en sus elementos.

Ecuación de la Teoría de Arrhenius

Por último, pero no por ello menos importante, hablemos de la ecuación de Arrhenius, también atribuida a Svante Arrhenius. Esta ecuación, sin embargo, no está relacionada ni con la teoría de Arrhenius de los ácidos y las bases ni con la teoría de Arrhenius de la disociación electrolítica, ya que está asociada a las velocidades de reacción. Las velocidades de reacción ayudan a los científicos a predecir lo rápido o lento que tardará en completarse una reacción química.

Durante una reacción química, el cambio de la temperatura a la que tiene lugar la reacción afectará a la constante de velocidad, \(k\). Más concretamente, el aumento de la temperatura hará que el valor de la constante de velocidad (\(k\)) aumente, haciendo que la reacción vaya más rápido.

Esta información llevó a Arrhenius a derivar la ecuación de Arrhenius, que relaciona la constante de velocidad y la temperatura.

La ecuación de Arrhenius se muestra a continuación:

$$ k = \text{A}e^{\frac{\text{-E}_{a}}{\text{RT}} $$

Donde

• \(k\) es la constante de velocidad de primer orden
• A es el factor de frecuencia (también llamado factor preexponencial)
• \(e\) es la base logarítmica natural
• \(\text{-E}_{a}\) es la energía de activación (kJ/mol)
• T es la temperatura absoluta (K)
• R es la constante molar universal de los gases, dada como 8,314 J/mol-K.

El uso principal de la acuosa de Arrhenius es calcular la Energía de Activación de una reacción química, y la forma de hacerlo es mediante un gráfico de ln \(k\) frente a 1/T. Se considera que la pendiente de este gráfico es \frac(\text{-E}_{a}}{\text{R}}). Por tanto, si sabemos que el valor de R es 8,314 J/mol-K, ¡podemos calcular la energía de activación de la reacción!

Figura 3. Gráfico de la ecuación de Arrhenius

Espero que ahora estés más seguro de tu comprensión de la teoría de Arrhenius y de los logros de Svante Arrhenius.