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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Teoría de Ácidos y Bases


Comprender los ácidos y las bases es una parte fundamental de la química. Son dos clases de compuestos que tienen efectos importantes en las reacciones químicas, los sistemas biológicos y el medio ambiente. Varias teorías ayudan a explicar el comportamiento de los ácidos y las bases, incluyendo la teoría de Arrhenius, la teoría de Bronsted-Lowry y la teoría de Lewis. Estas teorías destacan diferentes aspectos del comportamiento ácido-base y amplían el alcance de lo que se considera ácido o alcalino.

Teoría de Arrhenius

La teoría de Arrhenius, nombrada así por el científico sueco Svante Arrhenius, es uno de los primeros modelos desarrollados para explicar los ácidos y las bases. Según esta teoría:

  • Un ácido es una sustancia que aumenta la concentración de iones de hidrógeno, H +, en una solución acuosa.
  • Una base es una sustancia que aumenta la concentración de iones hidroxilo, OH - en una solución acuosa.

Por ejemplo, cuando el ácido clorhídrico (HCl) se disuelve en agua, se disocia en iones de hidrógeno e iones cloruro:

HCl (aq) → H + (aq) + Cl - (aq)

El hidróxido de sodio (NaOH), una base, se disocia en agua para formar iones de sodio e iones hidroxilo:

NaOH (aq) → Na + (aq) + OH - (aq)

La teoría de Arrhenius es sencilla pero está limitada a reacciones que ocurren en soluciones acuosas. No tiene en cuenta las reacciones ácido-base que ocurren en otros disolventes o en ausencia de un disolvente.

Teoría de Bronsted–Lowry

Desarrollada por Johannes Bronsted y Thomas Lowry en 1923, la teoría de Bronsted-Lowry extiende el concepto de ácidos y bases más allá de las soluciones acuosas. Según esta teoría:

  • Un ácido es una sustancia que puede donar protones (H +).
  • Una base es una sustancia que puede aceptar un protón.

En este contexto, el agua puede actuar como tanto un ácido como una base dependiendo de la reacción. Esta teoría también introduce el concepto de par ácido-base conjugado. Cuando un ácido dona un protón, se convierte en una base conjugada. Cuando una base acepta un protón, se convierte en un ácido conjugado.

Por ejemplo, considere la reacción entre el amoníaco y el agua:

NH 3 (aq) + H 2 O (l) ⇌ NH 4 + (aq) + OH - (aq)

En este escenario, NH 3 actúa como una base al aceptar un protón del agua, que actúa como un ácido. Después de donar su protón, el agua se convierte en hidroxilo (OH -), que es la base conjugada, mientras que el amoníaco se convierte en NH 4 +, que es el ácido conjugado.

Teoría de Lewis

La teoría de Lewis, propuesta por Gilbert N. Lewis en 1923, proporciona una definición completa de ácidos y bases:

  • Ácido de Lewis es un aceptor de pares de electrones.
  • Base de Lewis es un donante de pares de electrones.

Esta teoría se centra en la transferencia de pares de electrones en lugar de protones. Debido a esto, la teoría de Lewis puede explicar reacciones que no involucran iones de hidrógeno. También introduce conceptos como los enlaces covalentes de coordinación, donde los dos electrones provienen del mismo átomo.

Considere la reacción entre el trifluoruro de boro (BF 3) y el amoníaco (NH 3):

BF 3 + NH 3 → F 3 BNH 3

En esta reacción, BF 3 actúa como un ácido de Lewis al aceptar un par de electrones de NH 3, que es una base de Lewis. La donación del par de electrones permite la formación de un enlace covalente entre las dos moléculas.

Equilibrio y reacciones ácido-base

Muchas reacciones ácido-base alcanzan un estado de equilibrio, lo que significa que la tasa de la reacción directa es igual a la tasa de la reacción inversa. En el equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo.

La constante de equilibrio (K_a para ácidos y K_b para bases) mide la fuerza de los ácidos y bases en solución:

  • Para los ácidos:
K_a = [H + ][A - ] / [HA]

donde [HA] es la concentración del ácido, [A - ] es la concentración de la base conjugada, y [H + ] es la concentración de iones de hidrógeno.

  • Para las bases:
K_b = [BH + ][OH - ] / [B]

donde [B] es la concentración de la base, [BH + ] es la concentración del ácido conjugado, y [OH - ] es la concentración de iones hidroxilo.

Cuanto mayor sea el valor de K_a o K_b, más fuerte es el ácido o la base. Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente en agua, mientras que los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente, estableciendo un equilibrio entre las formas no combinadas y disociadas.

Ejemplo visual

Considere la reacción de Bronsted-Lowry entre el ácido acético y el agua:

CH 3 COOH (aq) + H 2 O (l) ⇌ CH 3 COO - (aq) + H 3 O + (aq)
CH 3 COOH H2O CH 3 COO - H 3 O +

En esta reacción, el ácido acético (CH 3 COOH) dona un protón al agua, formando un ion acetato (CH 3 COO -) y un ion hidronio (H 3 O +). Tanto el ácido acético como el acetato forman un par ácido-base conjugado. De manera similar, el agua y el hidronio forman otro par conjugado.

Aplicaciones y significado

Comprender los ácidos y las bases es esencial para muchos campos científicos. Por ejemplo, en biología, mantener un equilibrio entre ácidos y bases (pH) es importante para la actividad enzimática y la función celular. En la industria, las reacciones ácido-base crean fertilizantes, productos farmacéuticos y productos químicos. La ciencia ambiental se centra en los efectos de la lluvia ácida y la acidificación del océano, ambos influenciados por la química de ácidos y bases.

Los procesos de tratamiento de agua, la química de los alimentos e incluso nuestras experiencias cotidianas, como el sabor ácido del limón o el sabor amargo del bicarbonato, involucran reacciones ácido-base.

Conclusión

Las teorías de ácidos y bases - Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis - proporcionan varios enfoques para comprender estos importantes compuestos químicos. Cada teoría amplía el concepto de lo que es un ácido o una base, permitiendo a los científicos explicar y predecir una amplia gama de reacciones químicas en diversos entornos. Esta comprensión multifacética es importante para aplicaciones en la industria, la biología, la ciencia ambiental y más allá. Reconocer el equilibrio que existe en las reacciones ácido-base ayuda a los químicos a manipular las reacciones para lograr resultados deseados, haciendo que el estudio de los ácidos y las bases sea fundamental tanto para la química teórica como aplicada.


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