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Arrhenius Brönsted-Lowry Lewis
TEORÍAS ÁCIDO-BASE Arrhenius Brönsted-Lowry Lewis
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Arrhenius ( ) Ácido: Sustancia que en solución acuosa se disocia para producir iones hidrógeno (H+) o iones hidronio (H3O+) HCl → Cl- + H+ HNO3 → NO3 - + H+ Base: Sustancia que en solución acuosa se disocia para producir iones hidróxido (OH-) NaOH → Na+ + OH- Ca(OH)2 → Ca OH- Limitaciones: Sólo se considera comportamiento ácido-base en solución acuosa.
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Brönsted-Lowry Ácido: sustancias que ceden protones
Bases: sustancias que aceptan protones. Par conjugado HCl H2O → Cl H3O+ Ácido 1 Base 1 Base 2 Ácido 2 Par conjugado Par conjugado: consta de dos sustancias relacionadas entre sí porque donan y aceptan un mismo protón. Ácido conjugado: Se forma cuando la base acepta un protón. Base conjugada: Se obtiene tras perder un protón del ácido.
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Par conjugado H2O + NH3 → OH NH4+ Ácido 1 Base 1 Base 2 Par conjugado Ácido 2 El agua es una sustancia anfótera, actúa como ácido y como base.
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Conclusiones: Reacciones de transferencia de protones. Ácido de Brönsted - Lowry: Molécula o ión que tiene un átomo de hidrógeno que puede perder como ión H+ Base de Brönsted-Lowry: Molécula o ión que tiene un par de electrones no enlazantes que pueda utilizar para formar un enlace con el H+ Un ácido y una base trabajan juntos para transferir un protón. Una sustancia solo actúa como ácido si hay otra que actúe como base. No es necesaria la solución acuosa para exhibir comportamiento ácido-base.
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Lewis Ácido: sustancia capaz de aceptar un par de electrones.
Bases: sustancia capaz de ceder un par de electrones. Toda reacción que conduce a un enlace covalente coordinado es una reacción ácido-base. Ácido de Lewis: Sustancia deficiente en electrones y octeto incompleto Orbital vacío
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Base de Lewis: Especies con pares solitarios de electrones y octetos completos.
Orbital con un par de electrones sin compartir Reacción Ácido-Base de Lewis: + Enlace coordinado
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