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Teorias acido base arrhenius lowry y lewis

Definición Bronsted de ácido y base

El químico sueco Svante Arrhenius atribuyó las propiedades de la acidez a los iones de hidrógeno ((ce{H^{}})) en 1884. Un ácido de Arrhenius es una sustancia que, cuando se añade al agua, aumenta la concentración de iones (ce{H^{}+}) en el agua. Tenga en cuenta que los químicos suelen escribir (ce{H^{+}(aq)}) y se refieren al ion hidrógeno cuando describen reacciones ácido-base, pero el núcleo de hidrógeno libre no existe solo en el agua. Existe en una forma hidratada que, para simplificar, a menudo se escribe como ion hidronio (hidroxonio), (ce{H3O^{+}}). Por tanto, un ácido de Arrhenius también puede describirse como una sustancia que aumenta la concentración de iones hidronio cuando se añade al agua. Esta definición se deriva de la disociación en equilibrio (autoionización) del agua en iones hidronio e hidróxido ((ce{OH^{-}})):

En el agua pura la mayoría de las moléculas son (ce{H2O}), pero las moléculas se disocian y reasocian constantemente, y en cualquier momento un pequeño número de moléculas (aproximadamente 1 de cada 107) son hidronio y un número igual son hidróxido. Como los números son iguales, el agua pura es neutra (ni ácida ni básica) y tiene una conductividad eléctrica de 5,5 microSiemen, μS/m. A modo de comparación, la conductividad del agua de mar es aproximadamente un millón de veces mayor, 5 S/m (debido a la sal disuelta).

Ácidos de Lewis

Esta página describe las teorías de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases, y explica las relaciones entre ellas. También explica el concepto de par conjugado: un ácido y su base conjugada, o una base y su ácido conjugado.

  Teoria contable normativa

Nota: Los actuales planes de estudio de nivel A del Reino Unido se centran en la teoría de Bronsted-Lowry, pero también se deben conocer los ácidos y las bases de Lewis. La teoría de Arrhenius sólo tiene interés histórico, y es poco probable que la necesites a menos que estés realizando algún trabajo sobre el desarrollo de las ideas en química.

El ácido clorhídrico se neutraliza tanto con una solución de hidróxido de sodio como con una solución de amoniaco. En ambos casos, se obtiene una solución incolora que se puede cristalizar para obtener una sal blanca: cloruro sódico o cloruro amónico.

Se trata de una reacción reversible, y en una solución diluida típica de amoníaco, aproximadamente el 99% del amoníaco permanece en forma de moléculas de amoníaco. Sin embargo, hay iones hidróxido que reaccionan con los iones hidrógeno de la misma manera que los iones hidróxido del hidróxido sódico.

Arrhenius vs brønsted-lowry

Aquí la flecha hacia la derecha (→) implica que la reacción se completa. Es decir, una solución 1,0 M de HClO4 en agua contiene realmente 1,0 M H+(aq) y 1,0 M ClO4-(aq), y muy poco HClO4 no disociado.

Por el contrario, los ácidos débiles como el ácido acético (CH3COOH) y las bases débiles como el amoníaco (NH3) sólo se disocian ligeramente en el agua -normalmente un pequeño porcentaje, dependiendo de su concentración y de los valores de Ka y Kb- y existen principalmente como moléculas no disociadas.

  Teoria de los triangulos

Los comprimidos antiácidos suelen contener sales de calcio del ion bicarbonato (HCO3-), una base débil. Su conjugado, el ácido carbónico (H2CO3), es un ácido débil. El equilibrio ácido-base entre el ácido carbónico y el bicarbonato es importante para mantener el pH de la sangre.

Podemos resolver este problema de forma rigurosa invocando tanto el equilibrio de cargas ([H+] + [NH4+] = [OH-]) como el equilibrio de masas (4,7 M = [NH3] + [NH4+]) y utilizando (K_W)= [H+][OH-]. Pero como el álgebra se complica con ese método -lo que lleva a una ecuación cúbica difícil de resolver- invocaremos dos supuestos simplificadores:

Leah4sci ácido base

Un ácido de Lewis es una especie que puede aceptar un par de electrones de un donante. Un ejemplo de ácido de Lewis es ; como catión, puede aceptar un par de electrones. Una base de Lewis es una especie que puede donar un par de electrones. Un ejemplo de base de Lewis es ; como anión, puede donar un par de electrones.

Un ácido de Bronsted-Lowry es una especie que puede donar un protón. Un ejemplo de ácido de Bronsted-Lowry es , que puede donar su ion hidrógeno. Una base de Bronsted-Lowry es una especie que puede aceptar un protón de un donante. Un ejemplo de base de Bronsted-Lowry es , que puede aceptar un ion hidrógeno para convertirse en agua.

Un ácido de Arrhenius es una especie que libera iones de hidrógeno en solución. Un ejemplo de ácido de Arrhenius es . Cuando este compuesto se disuelve en una solución acuosa, produce y . Una base de Arrhenius es una especie que libera iones hidróxido en solución. Un ejemplo de base de Arrhenius es . Cuando este compuesto se disuelve en una solución acuosa, produce y .

  Teoria de enlace

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