Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Concepto de Arrhenius


El concepto de Arrhenius de ácidos y bases es una de las teorías fundamentales en química que describe cómo se comportan los ácidos y las bases en solución acuosa. Esta teoría fue propuesta por el químico sueco Svante Arrhenius en 1887. Su trabajo sentó las bases para entender la naturaleza de los ácidos y las bases. Según Arrhenius, hay definiciones especiales para la estructura de los ácidos y las bases, basadas en cómo interactúan con el agua.

Entendiendo la definición de Arrhenius de ácidos y bases

En el concepto de Arrhenius, un ácido se define como una sustancia que incrementa la concentración de iones de hidrógeno (H +) en una solución acuosa. Cuando un ácido se disuelve en agua, dona iones H + a la solución.

Un ejemplo común de un ácido de Arrhenius es el ácido clorhídrico (HCl). Cuando el HCl se disuelve en agua, se disocia para formar iones de hidrógeno:

HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)

Por el contrario, una base de Arrhenius se define como una sustancia que incrementa la concentración de iones de hidróxido (OH -) en una solución acuosa. Cuando una base se disuelve en agua, dona iones OH - a la solución.

Un ejemplo típico de una base de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH). Cuando el NaOH se disuelve en agua, se descompone de la siguiente manera:

NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)

El papel del agua

En el concepto de Arrhenius, el agua juega un papel importante como solvente, proporcionando un medio para que los ácidos y las bases se disocien y formen iones. La presencia de agua permite que los ácidos se disocien en iones H + y las bases en iones OH -, lo que caracteriza su naturaleza ácida o básica.

Limitaciones del concepto de Arrhenius

Aunque el concepto de Arrhenius ofrece una comprensión básica del comportamiento de los ácidos y las bases, presenta algunas limitaciones. Una limitación importante es que solo se aplica a soluciones acuosas. Esto significa que los ácidos y las bases que no se disocian o forman iones en agua no pueden ser descritos efectivamente por esta teoría.

Otra limitación es que este concepto no tiene en cuenta las reacciones ácido-base que no implican la formación de agua. Por ejemplo, la reacción entre amoníaco (NH 3) y el gas cloruro de hidrógeno (HCl) resulta en la formación de cloruro de amonio (NH 4Cl), pero esta reacción ocurre sin agua como solvente:

NH 3 (g) + HCl (g) → NH 4Cl (s)

Concepto de Arrhenius

Para entender mejor el concepto de Arrhenius, podemos imaginar la disociación de un ácido como el ácido clorhídrico en agua:

HCl H + CL - Separación

Ejemplo: Comparación de diferentes ácidos y bases

Ahora, veamos algunos ejemplos y entendamos cómo se comportan diferentes ácidos y bases según la definición de Arrhenius:

Ácidos

  • Ácido sulfúrico (H 2SO 4): Cuando el ácido sulfúrico se disuelve en agua, se disocia para liberar dos iones de hidrógeno: 
    H 2SO 4 (aq) → 2H + (aq) + SO 4 2- (aq)
  • Ácido nítrico (HNO 3): Cuando el ácido nítrico se disuelve en agua, se disocia para dar iones de hidrógeno y iones de nitrato: 
    HNO 3 (aq) → H + (aq) + NO 3 - (aq)
  • Ácido acético (CH 3COOH): El ácido acético, cuando se disuelve en agua, se disocia parcialmente para liberar iones de hidrógeno: 
    CH 3COOH (aq) ⇌ H + (aq) + CH 3COO - (aq)

Bases

  • Hidróxido de potasio (KOH): El hidróxido de potasio se disocia en agua para liberar iones de hidróxido: 
    KOH (aq) → K + (aq) + OH - (aq)
  • Hidróxido de calcio (Ca(OH) 2): El hidróxido de calcio se disocia en agua para formar dos iones de hidróxido: 
    Ca(OH) 2 (aq) → Ca 2+ (aq) + 2OH - (aq)
  • Hidróxido de amonio (NH 4OH): El hidróxido de amonio es una base débil que se disocia ligeramente en agua: 
    NH 4OH (aq) ⇌ NH 4 + (aq) + OH - (aq)

Conclusión

El concepto de Arrhenius proporciona una comprensión fundamental de cómo se forman los ácidos y las bases al enfatizar su comportamiento en el agua. Aunque esta teoría está limitada a soluciones acuosas y no explica todas las reacciones ácido-base, es un paso importante hacia teorías más comprensivas utilizadas por los químicos hoy en día. Este concepto proporciona una introducción accesible al mundo dinámico de la química ácido-base, estableciendo el escenario para un mayor descubrimiento y estudio.


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