miércoles, 23 de febrero de 2011

Teoría ácido-base de Lewis

Gilbert Newton Lewis químico estadounidense que 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 dativo.
Propuso la escritura de fórmulas utilizando puntos para resaltar los electrones.
Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo.  (H+)
Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser donados para formar enlaces covalentes dativos. (OH-)
El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios.  La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición.
Todas las sustancias químicas que son ácidos o bases según las teorías de Arrhenius y de Brönsted Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis; pero muchos ácidos de Lewis, no lo son de Brönsted, ejemplo:
(BF3 + :NH3 F3B NH3)

 Bases de LEWIS
 
Las definiciones de Arrhenius o de Brönsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
También existen sustancias de Lewis, que pueden actuar como ácidos y bases a la vez, es decir, son anfóteras (ej: óxido de aluminio).


Según la teoría de Lewis, un ión hidrógeno (H+), invariablemente será un ácido, y un ión hidróxido, (OH-), siempre será una base; pero las definiciones de Lewis amplían el modelo ácido - base por lo que tienen gran importancia en la química orgánica ya que el concepto de Lewis además identifica como ácidos ciertas sustancias que no contienen hidrógeno y que tienen la misma función que los ácidos comunes que contienen hidrógeno. 
Ej: SO3  + (O)-2  -->   (SO4)-2 donde el SO3 actúa como ácido y el (SO4)-2 como base.
O  en la reacción   AlCl3  +  Cl-  -->  AlCl4- donde el tricloruro de aluminio actúa como ácido y el ion tetracloruro de aluminio como base.
Muchos de los ácidos de Lewis, son importantes catalizadores en diversas reacciones orgánicas.
Lewis determinó una base como una sustancia que posee un par de electrones sin compartir, con el cual puede formar un enlace covalente con un átomo, una molécula o un ión.  Un ácido es una sustancia que puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones de la base.
Para los ácidos y las bases de Lewis, existen reglas cualitativas que nos permiten poder predecir la fuerza de una sustancia, y estimar incluso, que tipo de base preferirá un ácido concreto o viceversa. Estas reglas se pueden dividir en:
Bases fuertes, son aquellas sustancias que tienen un átomo que cede, cuya densidad electrónica se deforma difícilmente (polariza), debido a esto, por lo general, el átomo dador es de pequeño tamaño y bastante electronegativo. Ej: F-, OH-, O-2
Bases débiles, en cambio, son aquellas sustancias que poseen un átomo dador cuya densidad electrónica se deforma fácilmente. Dichos átomos suele ser menos electronegativos, y de mayor tamaño que en las bases fuertes. Por ejemplo: Br-, I-, CN-, CO-

Las sustancias que son bases en el sistema de Brönsted también son bases de acuerdo con el sistema de Lewis.  No obstante, la definición de Lewis de un ácido amplía el número de sustancias que se clasifican como ácidos.
Un ácido de Lewis posee un orbital desocupado capaz de aceptar pares de electrones de la base.

Las especies químicas que funcionan como ácidos de Lewis, incluyen:
Moléculas o átomos que posean octetos incompletos, varios cationes sencillos,  algunos átomos metálicos y los compuestos que tienen átomos centrales capaces de extender sus niveles de valencia.

En general, los ácidos que forman mejor los enlaces con las bases fuertes, reciben el nombre de ácidos fuertes, y los ácidos que forman mejores enlaces con las bases débiles, reciben el nombre de ácidos débiles.

Ácidos fuertes de Lewis:  H+  Li+  Na+  K+  Be+2  Mg+2  Ca+2  Sr+2  Sn+2  Al+3  Si+4
Ácidos débiles de Lewis:  Cu+  Ag+  Au+  Ti+  Hg+  Cs+  Pd+2  Cd+2  Pt+2  Hg+2

Diferencias de las teorías ácido base:
Teoría
Arrhenius
Brönsted-Lowry
Lewis
Definición de ácido
Cede H+ en agua
Cede H+
Captador de e-
Definición de base
Cede OH- en agua
Acepta  H+
Donador de e-
Neutralización
Formación de agua
Transferencia de H+
Formación de enlace covalente coordinado
Ecuación
H+ + OH-   H2O
HA + B-   A- + BH
A+  +  B- A-B
Limitación
Solo soluciones acuosas
Solo transferencia de H+
Teoría general












domingo, 13 de febrero de 2011

Teoría ácido-base de Brönsted-Lowry

La teoría fue propuesta por en danés Johannes Nicolaus Brönsted y en británicoThomas Martin Lowry en 1923 y mejoró ampliamente la teoría propuesta por Arrhenius.

La teoría de Brönsted-Lowry describe el comportamiento de  ácidos y bases, resaltando el concepto de pH y su importancia en los procesos químicos, biológicos y ambientales debido a que ayuda a entender por que un ácido o base fuerte desplazan a otro ácido o base débil de sus compuestos, contemplando a las reacciones ácido-base como una competencia por los protones.

Un ácido de Brönsted-Lowry se define como cualquier sustancia que tenga la capacidad de perder, o “donar un protón” o hidrogenión [H+].
Una base de Brönsted-Lowry es una sustancia capaz a ganar o “aceptar un protón” o hidrogenión [H+].
Así, bajo el concepto de Brönsted-Lowry, ácido es sinónimo de donador del hidrogenión [H+], mientras que la base significa un aceptor del hidrogenión [H+].
La reacción ácido-base es aquella en la que el ácido transfiere un protón a una base. 

El amoníaco recibe un protón del cloruro de hidrógeno y se comporta como una base de Brönsted-Lowry mientras que el cloruro de hidrógeno al donar el protón  se comporta como un ácido de Brönsted-Lowry.

Para que una sustancia actúe como un ácido de Brönsted-Lowry es necesario que el hidrógeno esté unido a un átomo más electronegativo que el.   De la misma forma, para que una sustancia actúe como base de Brönsted-Lowry es indispensable que tenga un par de electrones no compartidos con el cual  pueda establecerse el enlace covalente con el protón.

Par conjugado ácido-base
Brönsted-Lowry muestran la particular importancia de las soluciones acuosas.
Debe existir por lo tanto  una sustancia capaz de tomar los protones que otra libera, por lo que se habla de pares ácido – base conjugados.

Anfótero o anfotérico es la capacidad de una molécula que contiene un radical básico y otro ácido, pudiendo actuar de esta manera, según el medio en el que se encuentre, ya sea como ácido, o como base.  Los aminoácidos son un claro ejemplo de ello.

Si se trata de una solución acuosa, el agua (que también tiene carácter anfótero); es la que toma o libera los hidrogeniones [H+] reaccionando con el [H+OH-] para formar el ión hidronio [H3O+]. 
Cuando el agua acepta un protón, actúa como base.
Cuando el agua pierde un protón, actúa como ácido.
También el agua actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella como el amoníaco.
En esta reacción, el Cloruro de Hidrógeno gaseoso es el que trabaja como ácido y el agua como la base, que al unirse forman el ión hidronio [H3O+] que se considera como la hidratación del protón desprendido de la molécula ácida.
Ahora bien, al observar la reacción de forma inversa, se puede reconocer que el ión hidronio H3O+ es el que trabaja como ácido de Brönsted-Lowry, porque al donar el protón el ión cloruro es quien lo acepta (porque trabaja como base de Brönsted-Lowry).  Este tipo de combinaciones recibe teóricamente el nombre de par conjugado ácido-base.

 
En el concepto de Brönsted-Lowry todas las reacciones son de neutralización en la dirección en que son espontáneas, es decir en la dirección que se pasa de ácidos y bases más fuertes a ácidos y bases más débiles.
Este mismo concepto, de ácido y base de Brönsted-Lowry, ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus componentes (de igual manera sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se vislumbran como una competencia por los protones (H+).
En forma de ecuación química, la siguiente reacción:
Al hacer reaccionar el Ácido1 con la Base2; el Ácido1 transfiere un protón a la Base2.  
Al perder el protón, el Ácido1  se convierte en su base conjugada, Base1.   
Al ganar el protón, la Base2  se convierte en su ácido conjugado, Ácido2.

Esta ecuación, representa “el equilibrio” ya que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:


Los ácidos y bases relacionados entre sí, se dice que son conjugados .
Tabla de ácidos y bases conjugados:

Ácido
HCl
HNO3
H2SO4
HSO4-
H2CO3
CH3 COOH
Base
Cl-
NO3-
HSO4-
SO4-2
HCO3-
CH3 COO-


Ácido
H2O
H3O+
H2S
HS-
NH3
NH4+
Base
O-2
H2O
HS-
S-2
NH2-
NH3


Fuerza de los ácidos y las bases
 Los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles. 
Los ácidos y bases fuertes son aquellos que en concentraciones ordinarias, todas sus moléculas están prácticamente disociadas, y ceden o aceptan su protón con facilidad. Cuando ocurre la reacción química siempre es de forma directa.
Los ácidos y bases débiles tienen constantes de ionización pequeñas de tal manera que cuando se disuelven en concentraciones ordinarias, gran parte de sus moléculas permanecen sin disociar y ceden o aceptan su protón con mucha  dificultad. Cuando ocurre la reacción química siempre es de forma reversible.

Ahora bien, cundo un ácido fuerte está disociado por completo, su base conjugada no acepta protones con facilidad y se comporta entonces como una base débil.  A la inversa, un ácido débil tendrá una base fuerte que acepte protones con facilidad.

En resumen:
Los pares conjugados ácido-base incluyen parejas ácido fuerte-base débil, y viceversa, base fuerte-ácido débil.
Cuanto más fuerte es un ácido, su base conjugada es más débil.
Las bases o ácidos conjugados, de ácidos o bases fuertes no sufren hidrólisis.
Tanto los ácidos como las bases fuertes reaccionan casi completamente con el agua y los ácidos o bases débiles reaccionan parcialmente con el agua.
Se pueden ordenar los ácidos y las bases débiles de acuerdo a su fuerza, pero los ácidos o bases fuertes no.
Pares conjugados
Ácido fuerte
Base débil
Ácido débil
Base fuerte
Base fuerte
Ácido débil
Base débil
Ácido fuerte

Cuando los ácidos ceden un protón se les llama monopróticos.
Cuando tienen hasta dos protones que ceder se les nombra dipróticos.
Cuando poseen hasta tres protones que puedan ceder se les denomina polipróticos.

 Concentración de iones hidronio [H3O+]
 En el agua, sucede un fenómeno muy interesante pues aunque no contenga ningún electrolito disuelto, ella misma se comporta como un electrolito muy débil y puede ionizarse.
Dos moléculas de agua interaccionan entre sí produciendo un ión hidronio y un ión hidroxilo.
 
 De esta ecuación se puede formular una expresión para la constante de ionización    
 

Como en soluciones muy diluidas, la concentración del agua se considera constante, es fácil comprender que los electrolitos que puede contener disueltos se encuentran en una cantidad tan pequeña que su concentración es despreciable y se tiene prácticamente pura.
Por ello se puede combinar la concentración de agua con la constante de ionización en la fórmula:
 La nueva constante K [ H2O]2 recibe el nombre de constante de disociación del agua y se representa por expresión Kw y se ha demostrado que el valor de Kw a 25°C es igual   1 x 1014 por lo que la fórmula se transforma en:
 A manera de resumen en cada uno de los tres casos:
1) En agua pura cada una de las concentraciones tendrá un valor de 1 x 10-7 
   donde [H3O+] = [OH-]
2) En medio ácido    [H3O+>  [OH-]
3) En medio básico    [H3O+]  <  [OH-]
 Siempre se debe recordar que el producto de las concentraciones en equilibrio tiene un valor de 1 x 10-14M, lo cual se puede aplicar para conocer la concentración de uno si se conoce la concentración de otro.

Problema:
Dentro del laboratorio se tiene una solución  donde se ha calculado que [H3O+] = 4 x 10-7  Calcule la [OH-] e indique si la disolución es neutra, ácida o básica.e indique si la disolución es neutra, ácida o básica.
 
 Consultar y leer la página  http://www.sindioses.org/randi/randi20061124.html  hasta antes de Naturopatas y Homeópatas prohibidos.

 Escala de pH

 La acidez o alcalinidad de una sustancia se encuentra en función de la concentración de los iones hidronio [H3O+] que se encuentran al diluir una sustancia en agua. 

Debido a que los valores de [H+] para la mayoría de las soluciones son demasiado pequeños y difíciles de comparar, en 1909 el químico danés Sören Sörensen propuso una alternativa para expresar la concentración de los iones hidronio [H3O+] sugiriendo que en lugar de utilizar números decimales o exponenciales se utilizara una transformación logarítmica de la concentración molar que llamó pH y lo definió como el logaritmo negativo de la concentración molar (mas exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno.    


Esto es:  pH = - log [H3O+]
Ahora bien, por analogía el pOH se describe como el logaritmo negativo de la concentración de iones oxhidrilo (o hidroxhilo).
Esto es:  pOH = - log [OH-]

Ejemplo:
Se tiene una sustancia con una concentración de [H+] = 1x10-8 M es decir (0.00000001); simplemente es un pH de 8 ya que: pH= - log[10-8] = 8

Interpretación de la escala de pH
La escala de pH se establece en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14.  El número 7 en la escala, corresponde a las soluciones neutras.
A la izquierda de la recta numérica indica acidez, que va aumentando en intensidad cuando más lejos se está del 7.  Por ejemplo una solución que tiene el pH 1 es más ácida o más fuerte que aquella que tiene un pH 6.
De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más básicas cuanto más se alejan del 7.  Por ejemplo, una base que tenga pH 14 es más fuerte que una que tenga pH 8.

En conclusión:
- El pH varía inversamente a la concentración de iones hidronio [H3O+] lo que significa que mientras más bajo sea el valor de pH, mayor será la concentración del catión hidroxilo [H+] y será mayor la acidez.
- Debido a que la escala de pH es logarítmica, el cambio de una sola unidad representa realmente una variación de diez veces la concentración de [H+].


Importancia del pH en los sistemas biológicos
Para poder subsistir, los organismos biológicos requieren que el pH de sus células se mantenga prácticamente invariable.
Una variación de tan solo unas décimas puede poner en riesgo el funcionamiento de los órganos, de las funciones vitales y en casos extremos provocar la muerte.
El pH es un excelente indicador en el estudio de los distintos sistemas biológicos debido a que las reacciones bioquímicas que ocurren en los sistemas biológicos, se llevan a cabo, en rangos limitados de pH.  En la mayoría de los casos este rango es el llamado pH fisiológico (6.8 a 7.8), siendo el estrecho margen de 7.35 a 7.45 el rango de normalidad.
Muchos  investigadores, afirman que el pH fisiológico en el organismo fluctúa entre acidosis y alcalosis a lo largo de las 24 horas del día. El equilibrio dinámico de la vida biológica es este constante cambio del pH fisiológico.
El pH de la sangre es de 7.4 y si llega a disminuir a 7.2 se presenta un problema de acidosis, si el pH sube a 7.6 entonces el problema es de alcalosis.
Aún y cuando son pequeñas fluctuaciones en torno a la posición del equilibrio, pero suficientes para que exista el movimiento bioquímico del metabolismo.
Todo sistema biológico es un campo electromagnético fluctuante entre la acidez y la alcalinidad, así se trate de una hormiga, una planta o una bacteria incluso la propia célula y en función de ese movimiento y debido a él, posee vida.
El organismo busca constantemente el punto de equilibrio, aunque normalmente no lo consigue y pasa al estado de acidez, obligando a una nueva búsqueda de alcalinidad, es decir, es como una balanza en equilibrio inestable obligada realizar oscilaciones en ambos sentidos sin parar para conservar la salud.  En casi todas las patologías que estropean al ser humano y más en la edad adulta y senectud, es posible encontrar desequilibrios de este sistema.
Las reacciones en la naturaleza ocurren gracias a los catalizadores biológicos que actúan eficientemente y sin los cuales la vida sería imposible.
En el trabajo dentro del laboratorio, es imprescindible el mantenimiento de un pH para la realización de muchas reacciones químico-biológicas.  Los sistemas encargados de evitar grandes variaciones del valor de pH son los denominados “amortiguadores, buffer, o tampones”.
Son por lo general soluciones de ácidos débiles y de sus bases conjugadas o de bases débiles y sus ácidos conjugados. Los amortiguadores resisten tanto a la adición de ácidos como de bases.
Además fisiológicamente, son los sistemas encargados de mantener el pH de los medios biológicos dentro de los valores compatibles con la vida. Permitiendo con ello la realización de funciones bioquímicas y fisiológicas de las células, tejidos, órganos, aparatos y sistemas. Según su naturaleza química, los amortiguadores pueden ser orgánicos e inorgánicos y, así mismo, atendiendo a su ubicación, se distribuyen en plasmáticos y tisulares.
Mantener el pH en los fluidos intra y extracelulares es fundamental puesto que ello influye en la actividad biológica de las proteínas, enzimas, hormonas, la distribución de iones a través de membranas, etc…
Las proteínas son muy sensibles a las variaciones de pH ya que un ligero cambio provoca su desnaturalización, es decir, se modifica a tal grado que la estructura pierde sus funciones. Las enzimas también dependen del pH  y generan cargas eléctricas que modifican su actividad biológica. Las enzimas son proteínas con carácter iónico en los grupos amino y carboxilo en la superficie proteica que afecta sus propiedades catalíticas.
El pH no afecta por sí solo la actividad enzimática, sino lo que afecta es la concentración de protones, porque además de alterar la estructura de la enzima y el sustrato, pueden participar en la reacción sustrato-producto y en algunos casos afecta la velocidad de reacción.



jueves, 3 de febrero de 2011

Teoría Ácidos y bases de Arrhenius

Características de ácidos y bases
Desde hace varios siglos, los ácidos y las bases adquirieron gran influencia en múltiples ambientes debido al enorme provecho que proporcionan a la medicina, bioquímica, nutrición, hematología, en el comercio, en la industria, en fin, los ácidos y las bases han sido, son y serán sustancias que forman parte de nuestra vida cotidiana. Por ello, el estudio de sus características, propiedades y reacciones son un gran recurso para entender determinado número de fenómenos.


  La palabra ácido (del latín acidus)  significa “agrio” y tiene una relación evidente con su sabor característico.
Propiedades de los ácidos:
-         Neutralizan los efectos de las bases formando sales
-         Cambian el papel tornasol azul a rojo
-         Tienen sabor agrio
-         Son corrosivos generalmente
-         Conducen la electricidad en solución acuosa (son electrolitos).

La palabra base (del griego basis) significa fundamento del compuesto salino, o sea, es la base para la formación de una sal. También llamada álcali (del árabe álcali) que significa ceniza que es de donde se obtenía.
Propiedades de las bases:
-  Tienen un sabor amargo característico de la lejía.
-  Al igual que los ácidos, en disolución acuosa conducen la electricidad (son electrolitos).
-  Colorean de azul el papel de tornasol rojo.
-  Reaccionan con los ácidos para formar una sal más agua.
-  Son untuosos al tacto (jabonosos).
-  Son corrosivas generalmente
-  Reaccionan con los ácidos para producir sales.


El químico sueco Svante August Arrhenius (1859 – 1927) se interesó pronto por el estudio de las soluciones y, en particular, por aquellos que M. Faraday llamó electrolitos indicando con ello que eran sustancias capaces de conducir la electricidad en una solución acuosa o al fundirse.

Arrhenius en su teoría indica que los electrolitos existen en el agua como partículas cargadas eléctricamente (iones) y aunque las propiedades de ácidos y bases ya eran
conocidas anteriormente y estaban determinadas de forma general, Arrhenius fue el primer científico en demostrar la naturaleza fundamental de ácidos y bases.
A partir de sus experimentos con electrolitos, logró postular su teoría indicando:
-  Los ácidos producen iones hidrógeno (H+) en solución acuosa.
-  Las bases en iguales condiciones producen iones hidroxilo u oxhidrilo (OH-).   
                
                          Ejemplo de ácidos

                          Ejemplo de bases

Usos frecuentes:
Así el ácido sulfúrico (H2SO4) se utiliza en los acumuladores de autos, el ácido muriático (HCl "reciclado") se utiliza para quitar el sarro de los baños y otros lugares, el ácido acético (CH3 – COOH) es el ingrediente del vinagre para ensaladas, el ácido carbónico (H2CO3) es el componente de las bebidas gaseosas. Todos ellos son sustancias capaces de producir iones hidrógeno en solución acuosa, por ello se les considera como ácidos de Arrhenius.
 
Aún y cuando éstos cuatro ácidos presentan enlace covalente, (que es el enlace químico que se forma cuando se comparten uno o más pares de electrones); la producción de iones hidrógeno y iones oxhidrilo se debe la presencia del agua, que es una sustancia polar.
La diferencia en la fuerza de los ácidos se puede cuantificar mediante la medida de la conductividad eléctrica de sus respectivas disoluciones acuosas; cuanto más fuerte es un ácido mejor conduce la electricidad.

En los ácidos fuertes la reacción química estaría desplazada hacia los productos (a la derecha de la flecha de reacción) de modo que abundarían más los iones H+(aq).
Por el contrario, en los ácidos débiles el grado de disociación es muy pequeño, es decir, sólo una mínima fracción de sustancia estaría disuelta en forma de iones H+, y el equilibrio  de la reacción se encuentra desplazado hacia los reactivos (la izquierda de la flecha de reacción).

Las bases fuertes, como el hidróxido de sodio (NaOH) o el hidróxido de potasio (KOH), son agresivas o cáusticas con los tejidos blandos animales, como las mucosas; de ahí que el NaOH se denomine usualmente sosa cáustica y el KOH potasa cáustica. Sus soluciones acuosas reciben el nombre de lejías.

Reacciones de Neurtalización:
La reacción mediante la cual una base neutraliza las propiedades de un ácido recibe el nombre de neutralización y se ajusta, en términos generales, a una ecuación química del tipo:
ácido + base    -----   sal + agua

De acuerdo con la teoría de Arrhenius, la neutralización se reduce a una reacción entre los iones H+ y OH- característicos respectivamente de ácidos y bases para dar agua:
 

Aún cuando la teoría de Arrhenius tiene esa validez restringida, característica de las primeras aproximaciones, constituyó, un adelanto importante en la explicación de los procesos químicos. Además a pesar de sus limitaciones, se sigue utilizando por su sencillez en aquellas circunstancias en las que la facilidad de comprensión pesa más que el estricto rigor científico.

Las reacciones de neutralización tienen muchas aplicaciones. Una de las más conocidas es el remedio cotidiano para aliviar el exceso de acidez estomacal.
El estómago, para ejercer la función de digerir alimentos produce ácido clorhídrico y si la mucosa estomacal se encuentra en buen estado, no existen molestias de ningún tipo pero cuando los hábitos alimenticios de la persona incluyen demasiados condimentos, grasas, picantes o bien un alto nivel de estrés cotidiano, es frecuente que presente los síntomas del mal conocido como “agruras” acompañado de dolor abdominal.

El remedio comercial se vende en pastillas o polvos alcalinos que se disuelven en agua, neutralizan rápidamente en exceso de acidez y los síntomas desaparecen en gran medida. 

Limitaciones de las definiciones de Arrhenius:
Las definiciones de ácido y base dadas por Arrhenius tropiezan con algunas dificultades. En primer lugar, el ion H+ en disolución acuosa no puede permanecer aislado; dado el carácter dipolar de la molécula de agua, el ion H+ se unirá, por lo menos, a una de ellas formando el ion hidronio H3O+ según la reacción:



En conclusión:
La teoría de Arrhenius se limita a:
1.) Clasificar los ácidos como especies químicas que contienen iones hidrógeno (H+) y bases, como especies químicas que contienen iones hidroxilo (OH-).
2.) Solo se refiere a dilusiones acuosas y se han encontrado reacciones ácido-base que se también se verifican en ausencia de agua.
3.) Siempre que reacciona un ácido con una base en cantidades correctas, se produce una sal y agua. A esto se le denomina neutralización.

Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.


miércoles, 2 de febrero de 2011

Círculo de Aniones y Cationes

El círculo de aniones y cationes se utiliza para una fácil escritura de fórmulas químicas.
Los círculos más pequeños tienen mi nombre porque son de mi clase, pero si lo desea, voltéelo y póngale su nombre para que sea de su propiedad.

Cuando los cationes y aniones del mismo color coinciden, no es necesario utilizar subíndices adicionales. En cambio si los compuestos se forman con aniones de diferentes colores, deberá tener cuidado en la escritura con los subíndices.
Recuerde; si utiliza el paréntesis en los iones serán de gran ayuda para escribir correctamente las fórmulas 

Utilice este círculo como una herramienta sencilla para escribir correctamente las fórmulas químicas.










 





Funciones químicas y circulo de iones

                                          <<<<<<<<<<<<<   Reducción  (ganancia de e-)            
                    -7  -6  -5  - 4  -3  -2  -1     0    +1  +2  +3  +4  +5  +6  +7            
                                 Oxidación  (pérdida de e->>>>>>>>>>>>>>      
      
 Oxidación: Ganancia de oxígeno, pérdida  de electrones,  pérdida de Hidrógeno
 Reducción:  Pérdida de oxígeno, ganancia de electrones 
 *Siempre que se presenta una oxidación existe una reducción; ganancia de hidrógeno en compuestos orgánicos               
Clave: M = Metal   No-M= No-metal    O = Oxígeno       OH = Hidroxilo u oxhidrilo
FUNCIÓN
ECUACIÓN
NOMENCLATURA
Óxidos metálicos (básicos)
M+ + O-2         MO
 Óxido de ... (metal correspondiente)
Óxidos No-metálicos (anhídridos)  También son llamados óxidos ácidos             
No-M+ + O-2   No-MO
Mon, Di, Tri, Tetra, Pent, hex, hept,
óxido de  (no-metal correspondiente) o bien
Anhídrido  Hipo—oso,  oso,  ico,  per—ico
Ácidos oxiácidos
Óxido No-metálico + el (OH) del Agua
No-MO+ + OH HNo-MO
ácido (no-metal correspondiente) o bien
Ácido  Hipo—oso,  oso,  ico,  per—ico
Hidróxidos, (álcalis o bases)                          Óxido Metálico + el (OH) del  Agua
MO+ + OH-    MOH
Hidróxido de (nombre del metal) con su número de oxidación en (número romano)
Ácidos Hidrácidos (H)+            **
H + + No-M -     HNoM
Ácido Nombre del No-metal con terminación “hídrico
(se nombra así generalmente, en forma acuosa)
Sales haloides, haloideas  ó binarias
M+ + No-M-    MNo-M
Nombre del No-metal con terminación uro “de” nombre del metal
Hidruros que pueden ser de tres clases:
a)  Metálicos (H-)
M+ + H-     MH
Hidruro de (nombre del metal) con su número de oxidación en (número romano)
b) No metálicos no-ácidos (H-) se forman con   C, Si, B, N, P, Sb, As
No-M+ + H-   No-MH
Hidruro de (nombre del No-metal)
c) No-metálicos ácidos (H+) se forman con   F, Cl, Br, I, S, Se, Te   0           **
H+  + No-M -  HNo-M
Nombre del No-metal con terminación uro de hidrógeno (se nombra así generalmente, en forma gaseosa)
Definiciones clásicas:  
- Cualquier sustancia en solución acuosa produce iones hidronio (H3O)+
- Una base es cualquier sustancia que produce iones hidroxilo (OH)- en solución acuosa.