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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.
Los ácidos son compuestos que, al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones hidronio (H3O+)
Las bases son sustancias que incrementan la concentración de iones hidroxilo (OH-) en solución
La teoría de Arrhenius se basa en la disociación iónica de sustancias en agua, como el ácido clorhídrico (HCl)
Los ácidos fuertes se disocian completamente en solución, liberando una mayor cantidad de iones H+
Los ácidos débiles tienen un grado de disociación menor en solución
La neutralización es la reacción entre un ácido y una base para formar agua y una sal
La reacción entre HCl y NaOH produce cloruro de sodio (NaCl) y agua (H2O)
La teoría de Arrhenius sólo se aplica a soluciones acuosas
La teoría de Arrhenius no puede explicar el comportamiento ácido o básico en solventes no acuosos ni de sustancias que no forman iones H+ o OH
Debido a sus limitaciones, se han desarrollado teorías más amplias, como la teoría de Brønsted-Lowry y la teoría de Lewis, para comprender mejor las reacciones ácido-base en química
00
Definición Arrhenius de ácido
Sustancia que aumenta iones H+ en agua.
01
Definición Arrhenius de base
Compuesto que incrementa iones OH- en solución.
02
Clasificación de ácidos según Arrhenius
Ácidos fuertes se disocian completamente, ácidos débiles parcialmente.
