TEORIA DE ARRHENIUS

 TEORIA DE ARRHENIUS

 

Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:

H+ + OH- H2O

La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.

Mas info: http://html.rincondelvago.com/acidos-y-bases_teorias-de-arrhenius-lowry-y-lewis.html

TEORIA DE LEWIS.

TEORIA DE LEWIS.

 

El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del comportamiento de los ácidos y de las bases. Según esta, una base sería una especie que puede donar un par de electrones, y un ácido la que los puede aceptar.

El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitario. El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el tricloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de cinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.

De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde "alojar" el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son también ácidos de Lewis:

:NH3	+	[]H+	→	NH4+
:NH3	+	[]AlCl3	→	H3N-AlCl3
Base		Ácido

teoria Lowry-Bronsted

 Teoría Ácido-Base de Lowry-Bronsted

Según Bronsted y Lowry, ácidos son todos los compuestos o iones capaces de ceder protones (H⁺) al medio y bases son los que pueden aceptar protones del medio.

Cuando una molécula o anión puede tomar un H⁺ (base de Bronsted-Lowry), se forma su "ácido conjugado"

Base	Protón que gana	Ácido conjugado
OH-	H+	H2O
NH3	H+	NH4+
CO3-2	H+	CO3H-

Cuando un ácido pierde un ion hidrógeno, se forma su "base conjugada".

Ácido	Protón que pierde	Base conjugada
ClH	H+	Cl-
SO4H2	H+	SO4H-
NO3H	H+	NO3-

Fuerza de los ácidos y las bases:

La fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su tendencia a perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en fuertes (ClH, SO₄H₂, NO₃H, etc.) y débiles (PO₄H₂^–, CH₃COOH, CO₃H₂, etc.). Las moléculas de los primeros se disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Los segundos sólo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. De aquí que, para una misma concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es mayor en las soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.

Las bases también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca (OH)₂, etc.) y débiles (NH₃, trimetilamina, anilina, etc.). Las primeras se disocian completamente en solución. Al igual que para ácidos débiles, las constantes de disociación de las bases débiles (K_B) reflejan el grado de ionización.

Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil.

Acidos y bases

Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno (H+)es mayor que la de iones hidróxilo (OH^–), se dice que es ácida. En cambio, se llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones hidróxilo.

Una solución es neutra cuando su concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidróxilo. El agua pura es neutra porque en ella [H⁺] = [OH^–]. (Ver: Ionización del agua)

La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como sustancias que pueden donar protones (H⁺) o iones hidróxido (OH^-), respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen moléculas como el amoniaco (NH₃) que carecen del grupo OH^- y poseen características básicas.

Una definición más general fue propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede donar H⁺, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar protones.

Una definición más general sobre ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.

Se caracterizan por:

Ácidos	Bases
Tienen sabor agrio (limón, vinagre, etc).	Tiene sabor cáustico o amargo (a lejía)
En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de tornasol	En disolución acuosa azulean el papel o tintura de tornasol
Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las bases	Enrojecen la disolución alcohólica de la fenolftaleína
Producen efervescencia con el carbonato de calcio (mármol)	Producen una sensación untuosa al tacto
Reaccionan con algunos metales (como el cinc, hierro,…), desprendiendo hidrógeno	Precipitan sustancias disueltas por ácidos
Neutralizan la acción de las bases	Neutralizan la acción de los ácidos
En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellos, al mismo tiempo una descomposición química	En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando ellas, al mismo tiempo, una descomposición química
Concentrados destruyen los tejidos biológicos vivos (son corrosivos para la piel)	Suaves al tacto pero corrosivos con la piel (destruyen los tejidos vivos)
Enrojecen ciertos colorantes vegetales	Dan color azul a ciertos colorantes vegetales
Disuelven sustancias	Disuelven grasas y el azufre
Pierden sus propiedades al reaccionar con bases	Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos
	Se usan en la fabricación de jabones a partir de grasas y aceites

profunciza en : acidos y bases  (profesor online)

VIDEO:

CONTENIDOS:

EQUILIBRIO EN SOLUCIONES

1. Soluciones de electrolíticos ácidos y bases. 
2. Concepto experimentatl: *Los acidos segun la teoria de : Airrhhenius , broster-lowy y Lewis
3. Fuerzade acidos y bases
4. Constante de disociacion 
5. Equilibrio ionico del agua
6. Potencial de hidrogeno (PH) y y el (POH)
7. Conceptos de amortiguadores
8. Rxn quimicas acidos-bases.

EQUILIBRIO EN SOLUCIONES: