leyes acido

1. Ácidos y bases
Química – 2° Medio
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2. Objetivo
Interpretar y describir el comportamiento de diferentes
sustancias, a partir de las teorías ácidos-base de
Arrhenius, Brönsted-Lowry.
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3. Muchos químicos intentaron
responder una pregunta
La respuesta se obtuvo gracias a los químicos:
¿qué es un ácido?
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Thomas M. Lowry
Contribuyeron enormemente en lo que es la teoría de los
ácidos y bases, gracias a experimentos que hacían con la
ayuda del papel tornasol
Svante Arrhenius
Johannes Nicolaus Brönsted
S. Lewis

4. En 1887, el científico sueco Svante Arrhenius elaboró su teoría de
disociación iónica (separación de iónes).
Ácido:
Es una sustancia que en disolución acuosa libera iones hidrógeno (H+) o protones.
Según la ecuación general:
La sustancia HC es un ácido, que
en disolución acuosa (ac) libera
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iones de hidrógeno H+
Iones: átomos que han perdido o
ganado electrones
Ión hidrógeno
con carga +
disolución acuosa
Ión con carga -

5. Base:
Es la sustancia que en disolución acuosa se disocia, liberando
iones hidroxilos (OH–).
Según la ecuación general:
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La sustancia BOH es una
disolución acuosa (ac) se
separa liberando hidróxilo
(OH-)
Metal con carga +
Hidróxilo con
carga -1

6. Si está en disolución acuosa (ac) y libera H+
corresponde a un ácido.
Si está en disolución acuosa (ac) y libera OH-corresponde
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a una base

7. Observa atentamente las ecuaciones químicas que se presentan a continuación y
clasifícalas como ácidas o básica según la teoría de Arrhenius:
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8. Observa atentamente las ecuaciones químicas que se presentan a continuación y
clasifícalas como ácidas o básica según la teoría de Arrhenius:
En la ecuación c. según su comportamiento, ¿el amoniaco (NH3) se clasifica cómo
ácido o base?, ¿qué puedes decir respecto a este compuesto, considerando que
está formado por hidrógeno?
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9. Observa atentamente las ecuaciones químicas que se presentan a continuación y
clasifícalas como ácidas o básica según la teoría de Arrhenius:
Como puedes ver, la teoría de Arrhenius se limita a disoluciones acuosas (ac) y
explica el comportamiento básico solo de compuestos denominados “hidroxilos”
pero no de otras bases cuya constitución es distinta, como es el caso del amoniaco
(NH3)
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10. Otra de las teorías fundamentales en ácidos y bases es la que
plantearon en 1923 los químicos Johannes Brönsted y Thomas
Lowry en forma independiente.
Proponen una definición más general para ácidos y bases,
basándose en una idea revolucionaría “las reacciones
ácido – base implican transferencia de iones hidrógeno
de una sustancia a otra.

11. Ácido:
Es una sustancia que en disolución puede donar uno o más protones (iones H + ).
Observemos por ejemplo el comportamiento del ácido clorhídrico en la siguiente
ecuación:
También se puede expresar como:
El HCl, presente en disolución acuosa se disocia para generar como productos iones
cloruro (Cl-) e iones hidronio (H3O+), para lo cual ha cedido o liberado un ión hidrógeno
a la disolución.

12. Base:
Es una sustancia que en disolución capta protones (iones H+).
Mirando el mismo ejemplo anterior, observaremos el comportamiento del agua:
Capta 1 protón
(H+)
Pasó de:
H2O H3O+
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Perdió un protón
(H+)
Pasó de:
HCl Cl-
El H2O presente en los reactivos forma
el ión hidronio (H3O+) para lo cual ha
captado un ión H+
.

13. A diferencia de la teoría de Arrhenius, la de Brönsted-Lowry señala que las sustancias
ácidas y básicas son complementarias entre sí al establecer una relación entre la
capacidad de ciertas especies de donar (ácido) y aceptar (base) protones, como
muestra el siguiente mecanismo general:
La reacción inversa, el H3O+ dona un protón al ión X− , de modo que
H3O+ es el ácido y X− es la base. Cuando el ácido HX dona un protón,
queda una sustancia, X–, capaz de actuar como base. Análogamente,
cuando H2O actúa como base, genera H3O+ que actúa como ácido.
- En la reacción, HX dona un protón al H 2 O, por tanto, HX es el ácido y el H 2 O es
la base.
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14. Un ácido y una base, por ejemplo HX y X–, que difieren solo en la presencia o ausencia de
un protón, constituyen un par conjugado ácido-base.
Todo ácido tiene una base conjugada, que se forma quitando un protón al ácido y toda
base tiene un ácido conjugado asociado a ella, que se forma agregando un protón a la
base.
En toda reacción ácido-base (de transferencia de protones) se identifican dos
conjuntos de pares conjugados ácido-base, como se muestra a continuación:
El HX es un ácido (A1) y perdió un H para transformarse en X- (B1), su base
conjugada. Este seria un par conjugado.
El H2O es una base (B2) y gana el H para transformarse en H3O+ (A2), su ácido
conjugado. Este seria otro par conjugado.
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15. Primero debemos fijarnos en como cambian los
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reactantes y los productos.
Entonces:
El HCl pierde un H+ transformándose en Cl-. HCl actúa como ácido por que cedió
H+ y el Cl- como su base conjugada.
El H2O gana el H+ transformándose en H3O+.
H2O actúa como base por que gana un
H+ y el H3O como su ácido conjugado por
que aceptó el H+.

16. El amoníaco (NH3) es empleado como abono y es producido naturalmente en el suelo por
bacterias. La fertilidad del suelo aumenta considerablemente debido a la reacción química que se
produce entre el amoníaco y el agua, para dar paso a la formación del ión amonio (NH4
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+),
compuesto esencial en la nutrición de las plantas.
Observa atentamente la ecuación química, ¿qué información puedes obtener de ella?
¿Qué sucede cuando el amonio se transforma en amoniaco?, ¿cómo sucede?
¿Qué sucede con el agua?
El amonio se transformó en amoniaco, esto sucede ganando un
H+
El agua perdió un H+, transformándose en OH-Base
B1
Base
conjugada
B2
Ácido
conjugado
A1
Ácido
A2

17. El agua es capaz de comportarse como ácido y como base:
La capacidad de comportarse como ácido o
base según sea necesario se denomina
comportamiento anfótero.
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