DEFINICIÓ D’ARRHENIUS
La primera definició de
caràcter conceptual va ser establerta per Arrhenius a la fi del segle XIX, dins
de la seua teoria general de la ionització o dissociació de molts compostos en
dissoldre-se en aigua.
Segons Arrhenius
"àcid és tota substància que en dissolució aquosa s'ionitza deixant en
llibertat ions H+ i base és tota substància que en dissolució aquosa
s'ionitza alliberant ions OH-".
Aixína, segons Arrhenius,
són àcids:
Mentres
que les bases són:
Neutralizació
Amb la definició d'Arrhenius es comprèn fàcilment la teoria de la
neutralització:
D'acord amb aquesta expressió, per a la reacció de neutralització s'ha
d'esperar que les característiques d'aquesta reacció siguin idèntiques i
independents de l'àcid i base que reaccionen. Això és el que es troba
experimentalment, per exemple, l'entalpia molar de neutralització per aquestes
reaccions és aproximadament constant i igual a -56,9 KJ mol-1.
Un dels resultats més importants de la teoria de la dissociació iònica
d'Arrhenius va ser el d'explicar que diferents àcids tingueren forces diferents.
Fet que és fàcilment justificat a partir del diferent grau de dissociació dels diferents àcids i es considerat com el
tant per 1 de molècules d'àcid o base dissociades. Segons Arrhenius, un àcid fort té un alt grau de
dissociació i un àcid feble està parcialment dissociat.
Limitacions de la Teoria
d’Arrhenius
Les limitacions de la
teoria d'Arrhenius són evidents i nombroses. Destacarem les següents:
-
El caràcter
àcid-base queda limitat al medi aquós.
-
No explica el
caràcter àcid-base de molts compostos, com les molècules que no tenen H+
o OH- (per exemple NH3, Na2CO3…).
Aquestes limitacions feren necesari de proposar
una definició més general que poguera aplicar-se a qualsevol dissolvent. Cal
reconèixer que els conceptes d'àcid i de base segons Arrhenius van ser i són
encara d'extraordinària utilitat.
