Limitaciones de la teoría de Arrhenius
Existen muchas teorías y conceptos sobre la clasificación de los ácidos y las bases. Antiguamente, las sustancias de sabor ácido se consideraban ácidos (por ejemplo, el ácido cítrico, el ácido acético o el ácido oxálico) y las de sabor amargo, bases. Sin embargo, esto resultó ser erróneo más tarde, cuando los científicos fueron incapaces de explicar el concepto de ácidos y bases en un disolvente distinto del agua o solución acuosa.
Sin embargo, desde entonces han surgido muchas teorías que explican el comportamiento ácido de los ácidos y las propiedades básicas de los hidróxidos en función de su capacidad para ceder iones de hidrógeno e hidróxido en disoluciones, como la teoría de Arrhenius, la teoría ácido-base de Lewis, la teoría ácido-base de Lowry-Bronsted, el concepto de Pearson y muchas otras teorías.
La teoría de Arrhenius fue propuesta por el químico sueco Svante Arrhenius en 1884. Svante August Arrhenius era popularmente conocido por sus trabajos sobre la disociación electrolítica y también por la famosa ecuación de Arrhenius. También recibió el premio Nobel en 1903. Esta teoría se utilizó para clasificar los ácidos y las bases en función del tipo de iones que disocian al disolverse en agua. Si un compuesto libera H+ tras disociarse se clasifica como ácido y si un compuesto libera OH- tras disociarse se clasifica como base.
¿Cuáles son las limitaciones de la teoría de Arrhenius de la disociación electrolítica?
La teoría de Arrhenius sólo es aplicable cuando una sustancia está disuelta en agua. Considera como ácidos sólo aquellas sustancias que liberan iones de hidrógeno en disoluciones acuosas y como bases sólo aquellas sustancias que liberan iones de hidróxido en disoluciones acuosas. La teoría no explica la excepción de la neutralización.
¿Cuál es la diferencia entre el concepto de Arrhenius y el concepto moderno de disociación electrolítica?
Diferencia entre la explicación moderna y la explicación de Arrhenius para la teoría de la electrólisis: Arrhenius consideraba que el agua ioniza los electrolitos, pero la teoría moderna explicaba que los electrolitos son iónicos incluso en estado sólido y sus iones están sujetos por fuertes fuerzas electrostáticas que los hacen inmóviles.
¿Cuáles son los principales postulados de la teoría de Arrhenius de la conductancia electrolítica?
La teoría supone que los iones ya están presentes en el electrolito sólido y que éstos se mantienen unidos por la fuerza electrostática. Cuando se introducen en agua, estas moléculas neutras se disocian para formar aniones y cationes separados. 2. Los iones presentes en la solución se reúnen constantemente para formar moléculas neutras.
Ejemplos de disociación electrolítica
Existen numerosas teorías y nociones de clasificación de los ácidos y las bases. Históricamente, las sustancias de sabor agrio (como el ácido cítrico, el ácido acético y el ácido oxálico) se denominaban ácidos, y las de sabor amargo se consideraban bases. Más tarde, cuando los científicos fueron incapaces de explicar el concepto de ácidos y bases en un disolvente distinto del agua o solución acuosa, se demostró que esto era falso. Desde entonces, sin embargo, se han desarrollado numerosas teorías para explicar el comportamiento ácido de los ácidos y las propiedades fundamentales de los hidróxidos en términos de su capacidad para ceder iones de hidrógeno e hidróxido en disoluciones. Entre ellas se encuentran la teoría de Arrhenius, la teoría ácido-base de Lewis, la teoría ácido-base de Lowry-Bronsted, el concepto de Pearson y muchas otras.
Svante Arrhenius, un científico sueco, propuso la teoría de Arrhenius en 1884. Svante August Arrhenius era conocido por sus contribuciones al campo de la disociación electrolítica y por la ecuación de Arrhenius. En 1903 también recibió el Premio Nobel. Esta hipótesis sirvió para clasificar los ácidos y las bases en función del tipo de iones que disocian al disolverse en agua. Si una sustancia química libera H+ al disociarse, se clasifica como ácido, y si libera OH-, se clasifica como base.
Teoría de la disociación en química
La teoría de la disociación electrolítica ha resultado ser una de las más controvertidas de la historia de la química. En este artículo se examinan las pruebas presentadas por Arrhenius, van’t Hoff y Ostwald en favor de la teoría y se esbozan las objeciones planteadas por Armstrong, Fitzgerald y Pickering. La controversia giró en parte en torno a la naturaleza de la nueva química emergente y tiene importantes implicaciones para el estudio de la naturaleza de la ciencia. Se hacen algunas observaciones importantes en relación con la enseñanza y el aprendizaje de la química.
Teoría de Arrhenius de la ionización pdf
En la década de 1880, Svante Arrhenius sentó las bases de la teoría de la disociación electrolítica y recibió el Premio Nobel en 1903 por esta teoría. Los principales postulados de la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius son los siguientes
1. 3. Las moléculas electrolíticas en solución acuosa pueden sufrir una disociación espontánea y automática en partículas cargadas eléctricamente llamadas iones; las partículas positivas y negativas se denominan cationes y aniones respectivamente.
4. Los iones son portadores de electricidad, por lo que sólo los compuestos que se ionizan en solución acuosa pueden conducir la electricidad. La conductancia depende del número de iones; a mayor número de iones, mayor conductancia.
5. La relación entre el número de moléculas electrolíticas ionizadas y el número total de moléculas electrolíticas se denomina grado de disociación (α). El grado de disociación determina la resistencia de los electrolitos.