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Allison Arleth Garcia- 20191007240

Cesia Pahola Sabillón - 20201004389

Mayra Elizabeth Hernández - 20201002997

Oscar Orlando Vásquez - 20202001472

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No define una escala para la fortaleza ácida y básica.

A pesar de ser una teoría ácido-base bastante completa, en disoluciones acuosas en donde abundan los protones, la teoría de BRÖNSTED-LOWRY tiene aplicaciones más importantes.

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Solamente es aplicable a reacciones que involucren la transferencia de protones.

No explica la formación de aductos ácido-base. Ni la hidrólisis de ciertos cationes en agua.

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La definición de Arrhenius exige la presencia de agua como disolvente, pero existen procesos de neutralización que transcurren en otros disolventes o en ausencia del mismo.

Hay sustancias, como algunos óxidos (ej. CO2, SO2, SO3, N2O5) o algunas sales como (ej. FeCl3, SnCl4) que no tienen átomos de hidrogeno intercambiables y, sin embargo, sus disoluciones acuosas tienen propiedades ácidas.

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Explicación de la teoría de Lewis

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QUÍMICA. Estructuras de Lewis (teoría + ejercicios)

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Estructura de Lewis:

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Explicación de la teoría de Bronsted- Lowry

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Teoría de Bronsted-Lowry | Equilibrio Iónico | V3 | Egg Educación

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Ácidos y Bases en su escala PH

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Explicación de la teoría de Arrhenius

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Definición de Arrhenius para ácidos y bases

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Tienen la capacidad para compartir o dar un par de electrones.

Tienen un par de electrones solidarios.

Forma un enlace covalente con un átomo, una molécula o ion.

En las bases fuertes el átomo que cede se polariza.

En las bases débiles el átomo dador se deforma fácilmente.

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Comparten o aceptan un par de electrones.

Deben su octeto de electrones incompleto.

Muchos de los ácidos son importantes catalizadores en diferentes reacciones químicas.

Forma enlace covalente aceptando un par de electrones de una base

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Ácido + Base

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Base + Ácido

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Es un aceptador de protones (H+).

Forman un ácido conjugado.

Una base fuerte se ioniza completamente en solución acuosa.

Una base débil solo se ioniza parcialmente.

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Es un donador de protones (H⁺).

Originan una base conjugada.

Un ácido fuerte es una especie que, en solución acuosa, se disocia completamente en los iones que lo constituyen.

Un ácido débil no se disocia totalmente en los iones que lo constituyen.

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Fosfato de hidrógeno

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Dilución de ácido fluorhídrico en agua.

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Tienen un sabor amargo.

Producen iones hidroxilo (OH) en solución acuosa.

Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul.

Reaccionan con los ácidos formando agua y sales.

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Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar.

Producen iones hidrógeno (H⁺) en solución acuosa.

Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo.

Reaccionan con los metales activos como: Magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, HZ(g)

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Ecuación general :

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Ejemplos:

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Base + Ácido

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Ácido + Base

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Ejemplos:

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Ecuación general :

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Una base es todo átomo, molécula o ion capaz de ceder un par de electrones para formar una unión covalente.

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Un ácido es todo átomo, molécula o ion capaz de aceptar un par de electrones para formar una unión covalente.

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Esta planteaba que existen sustancias que manifiestan sus propiedades químicas y su conductividad eléctrica en disoluciones acuosas.

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Lewis, junto a su concepto general, también introdujo el uso de las fórmulas de los electrones representados por puntos .

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Lewis en 1938 formuló la teoría del enlace covalente donde propuso que no todas las reacciones ácido-base implican transferencia de protones, pero sin embargo, forman siempre un enlace covalente.

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Al no cumplirse la teoría de Bronsted-Lowry para todos los compuestos, Gilbert Lewis propuso una nueva teoría basada en la estructura electrónica

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                                                      TEORÍA DE LEWIS                              

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                                                      TEORÍA DE LEWIS                              

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Amoníaco NH₃

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Ácido acético CH₃COOH

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Ejemplos:

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Ejemplos:

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Ecuación general :

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Ecuación general :

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Las bases, al aceptar un protón, forman un ácido conjugado, el cual puede donar el protón, volviendo a originar la base inicial.

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Los ácidos, al ceder el protón, originan una base conjugada, es decir, una especie capaz de aceptar el protón y volver a generar el ácido inicial.

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La teoría de Brønsted-Lowry describe las interacciones ácido-base en términos de transferencia de protones entre especies químicas.

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Una sustancia no es ácida o básica por si misma, sino que dependerá de frente a quien se encuentre.

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Se pueden considerar como reacciones de transferencia de protones.

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Esta teoría postula que un ácido es toda sustancia capaz de ceder protones y una base es una sustancia capaz de captarlos.

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Como consecuencia de los inconvenientes de la teoría Arrhenius, los químicos J. N. Brönsted y T. M. Lowry plantearon de forma independiente, en 1923, una nueva definición más amplia de los conceptos ácido-base.

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                                                 TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY                              

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                                                 TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY                              

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Disociación del Hidróxido potásico
KOH → K⁺(aq) + OH⁻(aq)

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Disociación del Hidróxido de sodio.
Na(OH)(ac) → Na⁺(ac) + OH⁻(ac)

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Ejemplos:

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Ecuación general:

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Disociación del Ácido sulfúrico.
H2SO4 → SO4⁻²(ac) + 2 H+(ac)

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Ejemplos:

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Disociación del Ácido clorhídrico.
HCL(ac)→ H⁺(ac)+ Cl- (ac)

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Ecuación general :

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Sustancias que en disolución acuosa producen iones hidroxilo (OH–).

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Sustancias que en disolución acuosa producen iones hidrógeno, también llamados protones (H+).

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Sus trabajos sobre la disociación iónica le valieron el premio Nobel en 1903.

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Arrhenius planteaba que existen sustancias que manifiestan sus propiedades químicas y su conductividad eléctrica en disoluciones acuosas.

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Postuló su teoría de la disociación electrolítica

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                                                      TEORÍA DE ARRHENIUS                                

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                                                      TEORÍA DE ARRHENIUS                                