Grado 10
  1. Materia y sus propiedades  1.1. Estados de la materia  1.2. Propiedades físicas y químicas de la materia  1.3. Clasificación de sustancias (elementos, compuestos, mezclas)  1.4. Cambios en la Materia (Cambios Físicos y Químicos)  1.5. Ley de conservación de la masa y ley de proporciones definidas
  2. Estructura Atómica  2.1. Desarrollo histórico del modelo atómico  2.2. Partículas subatómicas (protones, neutrones, electrones)  2.3. Número atómico, número de masa e isótopos  2.4. Configuración Electrónica y Niveles de Energía  2.5. Valencia, formación de iones y estado de oxidación
  3. Tabla periódica  3.1. Historia y desarrollo de la tabla periódica  3.2. Ley periódica moderna y tendencias periódicas  3.3. Grupos y períodos en la tabla periódica  3.4. Tendencias en la Tabla Periódica  3.5. Metales, no metales, metaloides y sus propiedades  3.6. Gases nobles y su inercia química
  4. Enlace químico  4.1. Formación de Enlaces Químicos (Regla del Octeto)  4.2. Enlace iónico y propiedades de los compuestos iónicos  4.3. Enlace covalente y propiedades de los compuestos covalentes  4.4. Enlace metálico y sus propiedades  4.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  4.6. Polaridad y momento dipolar de las moléculas  4.7. Fuerzas intermoleculares
  5. Reacciones y Ecuaciones Químicas  5.1. Tipos de Reacciones Químicas  5.2. Escribir y balancear ecuaciones químicas  5.3. Ley de conservación de la masa en reacciones químicas  5.4. Factores que afectan las reacciones químicas  5.5. Catalizadores y su papel en las reacciones químicas  5.6. Reacciones exotérmicas y endotérmicas
  6. Estequiometría y Cálculos Químicos  6.1. Concepto del mol y número de Avogadro  6.2. Masa molar y conversiones gramo-mol  6.3. Fórmula empírica y molecular  6.4. Cálculos estequiométricos y rendimiento químico  6.5. Reactivos Limitantes y en Exceso
  7. Ácidos, Bases y Sales  7.1. Propiedades y Definiciones de Ácidos y Bases (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis)  7.2. Escala de pH, pOH e Indicadores  7.3. Reacciones de neutralización y formación de sales  7.4. Fuerza de Ácidos y Bases (Ácidos y Bases Fuertes vs. Débiles)  7.5. Ácidos y Bases Comunes en la Vida Diaria  7.6. Sales, su solubilidad y aplicaciones
  8. Metales y No Metales  8.1. Propiedades físicas y químicas de los metales  8.2. Propiedades físicas y químicas de los no metales  8.3. Serie de Reactividad de Metales y Reacciones de Desplazamiento  8.4. Extracción de metales de los minerales  8.5. Corrosión, sus causas y prevención  8.6. Aleaciones, su composición y usos
  9. El carbono y sus compuestos  9.1. Alótropos del Carbono  9.2. Hidrocarburos y su clasificación (alcanos, alquenos, alquinos)  9.3. Grupos funcionales en compuestos orgánicos  9.4. Nomenclatura de compuestos orgánicos (sistema IUPAC)  9.5. Isomería en química orgánica (estructural y geométrica)  9.6. Reacciones orgánicas importantes (combustión, adición, sustitución, polimerización)  9.7. Aplicaciones de compuestos orgánicos en la industria y la vida diaria
  10. Química Ambiental  10.1. Contaminación del Aire (Fuentes, Efectos y Control)  10.2. Contaminación del agua (causas, efectos y remedios)  10.3. Efecto invernadero y calentamiento global  10.4. Agotamiento de la capa de ozono y sus efectos  10.5. La química verde y sus aplicaciones  10.6. práctica de química sostenible
  11. Termoquímica  11.1. Cambios de Calor y Energía en Reacciones Químicas  11.2. Reacciones Exotérmicas y Endotérmicas  11.3. Entalpía, cambio de entalpía y calor de reacción  11.4. Capacidad calorífica específica y calorimetría  11.5. Cambios de Energía en Reacciones de Combustión
  12. Electroquímica  12.1. Electrolitos y no electrolitos  12.2. Electrólisis y sus aplicaciones (galvanoplastia, extracción de metales)  12.3. Reacciones Redox (oxidación y reducción)  12.4. Celda galvánica y serie electroquímica  12.5. Corrosión y métodos de prevención electroquímica
  13. Cinética química y equilibrio  13.1. Tasa de reacciones químicas y su medición  13.2. Factores que afectan la velocidad de reacción (catalizador, temperatura, concentración)  13.3. Reversible and irreversible reactions  13.4. Equilibrio dinámico y constante de equilibrio  13.5. El principio de Le Chatelier y sus aplicaciones
  14. Gases y Leyes de los Gases  14.1. Propiedades de los gases y teoría cinético-molecular  14.2. Ley de Boyle (Relación Presión-Volumen)  14.3. La Ley de Charles  14.4. Ley de Gay-Lussac  14.5. Ley combinada de los gases y ley de los gases ideales  14.6. Gases reales vs gases ideales
  15. Química Nuclear  15.1. Introducción a la radiactividad y las reacciones nucleares  15.2. Tipos de desintegración radiactiva (alfa, beta, gamma)  15.3. Vida media y aplicaciones de los isótopos radiactivos  15.4. Reacciones de fisión y fusión nuclear  15.5. Generación de energía nuclear y su impacto ambiental

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Propiedades y Definiciones de Ácidos y Bases (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis)


Comprender los ácidos y bases es fundamental en química. Los ácidos y las bases presentan propiedades únicas que los hacen importantes en diversas reacciones químicas y aplicaciones. En esta guía integral, exploraremos las tres teorías principales que definen ácidos y bases: Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis.

Teoría de Arrhenius

En 1887, Svante Arrhenius propuso una de las primeras definiciones modernas de ácidos y bases. Según Arrhenius, un ácido es una sustancia que incrementa la concentración de iones de hidrógeno, H +, en una solución acuosa, mientras que una base incrementa la concentración de iones hidróxido, OH -.

Propiedades del ácido de Arrhenius

  • Tienen sabor agrio. Por ejemplo, los limones contienen ácido cítrico.
  • Convierten el papel tornasol azul en rojo.
  • Reaccionan con metales como el zinc para producir gas hidrógeno.
  • Incrementan la concentración de iones H + en agua.

Propiedades de las bases de Arrhenius

  • Tienen sabor amargo y son resbaladizas, como el jabón.
  • Convierten el papel tornasol rojo en azul.
  • Incrementan la concentración de iones OH - en agua.

Ejemplo

HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq) NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)
Ácido: HCl Base: NaOH

Teoría de Bronsted-Lowry

Johannes Bronsted y Thomas Lowry propusieron de forma independiente una teoría más general en 1923. En la teoría de Bronsted-Lowry, un ácido es un donador de protones, y una base es un aceptador de protones. Esta teoría amplía la definición de Arrhenius al incluir reacciones fuera de solución acuosa.

Ejemplos de reacción ácido-base

NH 3 + H 2 O ⇌ NH 4 + + OH -

En esta reacción, el agua actúa como un ácido de Bronsted-Lowry al donar un protón al amoníaco (NH 3), formando un ion amonio (NH 4 +) y un ion hidróxido (OH -).

Representación visual

H2O NH 3

Teoría de Lewis

Gilbert N. Lewis propuso una teoría aún más integral en 1923. Según Lewis, los ácidos son aceptores de pares de electrones, mientras que las bases son donantes de pares de electrones. Esta definición incorpora todas las definiciones anteriores y enfatiza la transferencia de pares de electrones.

Ejemplo de una reacción ácido-base de Lewis

BF 3 + NH 3 → F 3 B←NH 3

En esta reacción, el trifluoruro de boro (BF 3) actúa como un ácido de Lewis al aceptar un par de electrones del amoníaco (NH 3), una base de Lewis, formando un enlace covalente coordinado.

Representación visual

bf 3 NH 3

Comparación de teorías

Cada principio de ácidos y bases mejora nuestra comprensión de las reacciones químicas:

  • La teoría de Arrhenius se limita a soluciones acuosas e involucra reacciones de neutralización básicas.
  • La teoría de Brønsted-Lowry cubre un amplio rango de acidez y basicidad al definir ácidos y bases mediante la transferencia de protones.
  • La teoría de Lewis abarca todos los ácidos y bases porque considera la transferencia de pares de electrones, explicando así muchas otras reacciones, incluidas las que no ocurren en solución acuosa.

A continuación se muestra una tabla resumen que muestra las diversas definiciones y sus ejemplos:

escrito Ácido Base Ejemplo de respuesta
Arrhenius genera H + produce OH- HCl + NaOH → NaCl + H 2 O
Bronsted-Lowry Donador de protones Aceptor de protones NH 3 + H 2 O ⇌ NH 4 + + OH -
Lewis Aceptor de pares de electrones Donante de pares de electrones BF 3 + NH 3 → F 3 B←NH 3

Aplicaciones de ácidos y bases

Los ácidos y las bases juegan roles importantes en una variedad de procesos industriales, biológicos y ambientales:

  • En aplicaciones industriales, el ácido sulfúrico (H 2 SO 4) se utiliza en la manufactura de fertilizantes y productos químicos.
  • En sistemas biológicos, el ácido clorhídrico (HCl) en el estómago ayuda a la digestión.
  • En ciencias ambientales, entender la lluvia ácida causada por ácidos sulfúrico y nítrico ayuda a resolver problemas de contaminación.

Ejemplo industrial

2 NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4

Esta ecuación muestra la producción de sulfato de amonio, un fertilizante común.

Ejemplo de la vida cotidiana

NaHCO 3 + CH 3 COOH → CO 2 + H 2 O + CH 3 COONa

En esta reacción, el bicarbonato de sodio reacciona con vinagre para producir gas de dióxido de carbono, un experimento escolar común para crear un volcán con lava burbujeante.

Conclusión

Comprender los ácidos y bases a través de varios principios mejora el progreso científico y nuestra capacidad para predecir y controlar diversas reacciones químicas esenciales para la vida cotidiana. Desde la manufactura hasta la biología y la ciencia ambiental, los principios de ácidos y bases son importantes para muchas aplicaciones en diversos campos.


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Propiedades y Definiciones de Ácidos y Bases (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis)

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