Teoría de Arrhenius sobre Ácidos y Bases

La teoría de Arrhenius, establecida por Svante Arrhenius, revolucionó la comprensión de ácidos y bases al definirlos por su capacidad para liberar iones H+ y OH- en agua. Sin embargo, su limitación al medio acuoso y la incapacidad para explicar comportamientos en otros solventes o sin liberación de estos iones, como en el caso del amoníaco, llevó al desarrollo de teorías más inclusivas. Brønsted-Lowry y Lewis extendieron estos conceptos al considerar la donación y aceptación de protones y pares de electrones, respectivamente, permitiendo una mejor explicación de las reacciones ácido-base en la química moderna.

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Definición Arrhenius de ácido

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Sustancia que aumenta iones H+ en agua.

2

Definición Arrhenius de base

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Compuesto que incrementa iones OH- en solución.

3

Clasificación de ácidos según Arrhenius

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Ácidos fuertes se disocian completamente, ácidos débiles parcialmente.

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Limitaciones de la teoría de Arrhenius

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Aplicable solo en medio acuoso, no explica comportamiento de sustancias sin iones H+ o OH-.

5

El ______ puede actuar como base aceptando iones ______ según teorías más avanzadas que la de Arrhenius.

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amoníaco H+

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La teoría de - y la teoría de ______ ofrecen una perspectiva más amplia sobre ácidos y bases, incluyendo la transferencia de ______ y ______.

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Brønsted-Lowry Lewis protones pares de electrones

Preguntas y respuestas

Aquí tienes una lista de las preguntas más frecuentes sobre este tema

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Teoría de Arrhenius sobre Ácidos y Bases

La teoría de Arrhenius, formulada por el científico sueco Svante Arrhenius en 1884, define a los ácidos como compuestos que, al disolverse en agua, incrementan la concentración de iones hidronio (H3O+), comúnmente representados como iones hidrógeno (H+), y a las bases como sustancias que aumentan la concentración de iones hidroxilo (OH-) en solución. Esta conceptualización se apoya en la disociación iónica de sustancias en medio acuoso, como la del ácido clorhídrico (HCl), que se disocia en iones H+ y Cl-. Los ácidos se clasifican en fuertes o débiles según su grado de disociación; los ácidos fuertes se disocian completamente, liberando una mayor cantidad de iones H+. La neutralización es el proceso por el cual un ácido y una base reaccionan para formar agua y una sal, ejemplificado en la reacción entre HCl y NaOH, que produce cloruro de sodio (NaCl) y agua (H2O). Sin embargo, la teoría de Arrhenius tiene limitaciones, como su restricción al medio acuoso y la dificultad para explicar la naturaleza ácida o básica de compuestos que no liberan iones H+ o OH-, tal es el caso del amoníaco (NH3), que actúa como base sin producir OH- en solución.

Laboratorio de química con matraz Erlenmeyer con líquido azul claro, cilindro graduado, tubo de ensayo con sustancia amarilla, balanza analítica y frascos de reactivos.

Limitaciones y Ampliación de la Teoría de Arrhenius

A pesar de su importancia histórica en la comprensión de ácidos y bases, la teoría de Arrhenius presenta limitaciones significativas. Su aplicación se restringe a soluciones acuosas y no puede explicar el comportamiento ácido o básico en solventes no acuosos ni de sustancias que no forman iones H+ o OH-. Además, no abarca la capacidad de ciertas sustancias, como el amoníaco, para actuar como bases a través de la aceptación de iones H+. Estas deficiencias llevaron al desarrollo de teorías más generales, como la teoría de Brønsted-Lowry, que define ácidos como donadores de protones y bases como aceptadores de protones, y la teoría de Lewis, que amplía el concepto de ácidos y bases a la transferencia de pares de electrones. Estas teorías permiten una comprensión más amplia y aplicable de las reacciones ácido-base en química.