Teorías ácido-base: Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis

Tres definiciones cada vez más amplias

Arrhenius define el ácido como la sustancia que libera H⁺ en agua, y la base como la que libera OH⁻. Solo funciona en disolución acuosa. Brönsted-Lowry define el ácido como donador de protones y la base como aceptor, e introduce los pares conjugados: en NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻, el agua es el ácido, el NH₃ la base, el NH₄⁺ el ácido conjugado y el OH⁻ la base conjugada.

Lewis define el ácido como aceptor de un par de electrones y la base como donador. En BF₃ + NH₃ → F₃B–NH₃, el boro (con octeto incompleto) acepta el par libre del nitrógeno: BF₃ es ácido de Lewis aunque no tenga hidrógeno.

Cada teoría incluye a la anterior: toda base de Arrhenius lo es de Brönsted y de Lewis, pero no al revés.

Error típico

Decir que el NH₃ no es una base porque no tiene OH. Lo es según Brönsted-Lowry y Lewis, y produce OH⁻ al reaccionar con agua.