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Teoría ácido – base de arrhenius.

La teoría Ácido- Base de Arrhenius constituye los primeros conceptos modernos de ácidos y bases. Según Arrhenius, un ácido es toda sustancia que al ionizarse en agua produce iones hidrógeno (H+) como único tipo de catión.

Ejemplos:

AcidosBases
HCI H+ + CLKOH <=> K+ + OH
H2SO4 « H+ + HSO4Ca(OH)2 « Ca+++ 20H
HSO4 <=> H+ + SOSAKOHb «Al++++ 30H
H3P04 « H+ + H2PO5NH40H <=> NHH OH

Si la molécula al disociarse cede un ion hidrógeno (H+), el ácido recibe el nombre de monoprótico; si cede dos, diprótico y, en general, poliprótico cuando cede varios.

Una base es toda sustancia que al ionizarse produce iones oxhidrilo (OH) como único tipo de anión. Las bases que se caracterizan por que al disociarse ceden un oxhidrilo son denominadas como monobásicas.

La teoría de Arrhenius es restringida ya que se limita a interpretar el comportamiento de los electrolitos (ácidos y básicos) en soluciones acuosas.

Teoría ácido – base de Bronsted – Lowry

En el año 1923 los conceptos formulados por Arrhenius experimentaron una profunda modificación. Los químicos Johannes Brónsted (danés) y Thomas Lowry (inglés) propusieron, de manera inde­pendiente, una teoría más general según la cual:

  1. Un ácido es toda sustancia molecular o iónica capaz de ceder protones.
  2. Una base es toda sustancia molecular o iónica capaz de aceptar protones.

Esta teoría permitió ampliar los conceptos formulados por Arrhenius al no limitarse estrictamente al medio acuoso.

Según Bronsted – Lowry, un ácido (Ai) al ceder un protón da origen a una base conjugada (Bi). Mientras que una base (B2) al aceptar un protón da origen a un ácido conjugado (A2).

A1 + B2 ↔ B1 + A2

La reacción del ácido clorhídrico con el amoniaco muestra cómo funciona esta definición en la práctica:

HCl + NH3 ↔ Cr + NH4

El amoníaco, sustancia química que según la teoría de Arrhenius no puede ser clasificada como base, ya que no produce iones oxhidrilo en medio acuoso, resulta ser una base evidente para la teoría Bronsted-Lowry:

  • El HC1 es un ácido, pues da protones.
  • El NH3 es una base, pues acepta protones.
  • El HC1, al ceder su protón, se transforma en el ion CP, aceptor potencial de protones.
  • El NH3, al aceptar el protón, se transforma en el ion NH4, dador potencial de protones.
  • El ion CF, que resulta del HC1, es la base conjugada del ácido.
  • El ion NHj, que resulta del NH3 (base), es el ácido conjugado de la base.

Ejemplos:

En la tabla Aparecen algunos ejemplos de racciones ácido – base, según las definiciones de Bronsted-Lowry: Nótese que en las reacciones b) y d) el agua actua como ácido, en tanto que en las reacciones g) y h) actúa como base.

X Ai B2 Bi Aa I
a) H30++OIT↔ H2O+H20
b) H2O+nh3OH”+NHJ
c), H30++OH↔ H2O+H20
d) H20+eosOH”+HCO3
e) HPOí+nh3PO!+NHJ
i Oí HBr+NH2 ↔Br”+nh3
g) HCl+HzO↔ cr+h3o+
h) NHj+H20nh3+h3o+

Disociación iónica del Agua: https://www.dragiinfo.com/disociacion-ionica-del-agua/

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