Este trabajo tiene el propósito de convertirse en material de apoyo para el docente y para el estudiante en la identificación y caracterización de las reacciones ácido-base, según las tres teorías que incluye el programa académico: Arrenhius, Bronsted-Lowry y Lewis.

1. - RECONOCES LAS TEORÍAS ÁCIDO-BASE
-IDENTIFICAS LOS ÁCIDOS Y LA BASES
POR SUS CARACTERÍSTICAS Y USOS
QUÍMICA III
REACCIONES ÁCIDO-BASE

2. ÁCIDOS Y BASES
La palabra ácido proviene del latín Acidus, que significa agrio. Fue empleada
originalmente para referirse al vinagre, que era fabricado por fermentación desde
las primeras civilizaciones. Para empezar, dejaban fermentar jugos de frutas, en
especial el de uva, con lo que obtenían vino, el cual contiene alcohol etílico.
Músculos cansados?
Leche agria?
Vitamina C?
Medicamentos para
malestar estomacal?
.
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3. Álcali (o base) proviene del árabe Al-Qaly, cuyo significado es “cenizas”. En un
principio, el nombre se aplicó al carbonato de potasio, que es uno de los
productos de la combustión de las plantas
Destapacaños?
Cal para abonar la tierra?
Limpiadores domésticos?
Antiácido estomacal?
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4. Algunas propiedades que presentan los ácidos y las bases
Los ácidos son disoluciones que tienen sabor agrio, que producen
efervescencia al ponerse en contacto con ciertos metales como el zinc,
cambian el color de ciertos extractos vegetales y pierden todas estas
características cuando reaccionan con las bases.
Las bases se caracterizan porque sus disoluciones tienen un sabor
amargo, son resbalosas al tacto, cambian a otra coloración los indicadores y,
pierden sus propiedades cuando reaccionan con los ácidos.

5. Teorías ácido-base
La clasificación de Arrhenius para ácidos y bases se limita a reacciones
que se llevan a cabo en agua.
Según Arrhenius, un ácido es cualquier sustancia capaz de ionizarse en medio
acuoso cediendo un protón, H+
y una base es aquella que se ioniza en medio acuoso cediendo un hidroxilo, OH-
Ejemplos de disociaciones de ácidos:
HCl H+ + Cl- ácido clorhídrico. monoprótico
H2SO4 2H+ + SO42- ácido sulfúrico. diprótico
H3PO4 3H+ + PO43- ácido fosfórico. triprótico
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6. y una base es aquella que se ioniza en medio acuoso cediendo un hidroxilo, OH-
Ejemplos de bases son:
NaOH Na+ + OH- hidróxido de sodio.
Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH- hidróxido de magnesio.
Al(OH)3 Al3+ + 3OH- hidróxido de aluminio.
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7. Según Arrhenius, la reacción de neutralización entre un ácido y una base
da lugar a una sal y agua
(el H+ que libera el ácido se une al OH- de la base para formar el agua).
Son ejemplos de neutralizaciones:
HCl + NaOH NaCl + H2O
ácido base sal agua
H2SO4 + Mg(OH)2 MgSO4 +2H2O
Los productos de estas reacciones no generan iones H+ característicos de los
ácidos, ni iones OH-, de las bases. Por tanto han desaparecido las propiedades
ácidas y básicas de las disoluciones iniciales.
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8. Fuertes o débiles?
 La fuerza de los ácidos está
relacionada con el grado de
disociación
 Depende de su capacidad
para liberar protones, es
decir que tan fácil se ioniza
y produce iones H+ al
disociarse en agua
 Un ácido fuerte se ioniza
completamente en agua y
produce una gran cantidad
de iones hidrógeno
ÁCIDOS FUERTES:
 Ácido clorhídrico HCl
 Ácido bromhídrico HBr
 Ácido Yodhídrico HI
 Ácido sulfúrico H2SO4
 Ácido nítrico HNO3
DÉBILES:
 Ácido fosfórico H3PO4
 Ácido acético H3COOH
 Ácido carbónico H2CO3
 Ácido bórico H3BO3

9. Consulta el siguiente link
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20de%20actividades%20QUIMICA%203-2005.pdfy
Y resuelve los siguientes ejemplos según la teoría de Arrhenius,
identifica el compuesto y además representa su disociación :
HBr
Ca (OH)2
H2S
HNO3
KOH
Cr(OH)3
H2CO3
LiOH
Actividad 01:

10. Actividad 02:
 Completa los siguientes ejemplos de neutralización
haciendo el análisis de valencias correspondiente:
KOH(ac) + HCl (ac)
base ácido
H2SO4 + Ca(OH)2
ácido base

11. Sustancias anfotéricas
 El agua también se ioniza, por lo que el agua es una
sustancia especial. Según Arrhenius su disociación se
representa como:
H2O H+ + OH-
 El agua produce iones H+ pero también iones OH-
por lo que puede ser ácido o puede ser base en igual
medida y al mismo tiempo. A estas sustancias se les
conoce como Anfotéricas.
 La doble flecha indica que el agua no se ioniza
completamente.

12. Clasificación de Brönsted-Lowry.
La clasificación de Arrhenius fue extendida a otros disolventes y a la fase
gaseosa, en virtud de los estudios de T. Lowry y J. Brönsted para ellos:
Un ácido es una sustancia capaz de donar un protón, H+, y una base aquella
capaz de aceptarlo.
Esta definición implica que, por cada ácido, hay una base relacionada con él.
Si HA representa un ácido y B: una base (con sus 2 electrones solitarios):
HA + B: A- + B:H+ Esta reacción es reversible
A- + B:H+ HA +B:

13. Y puede observarse que ahora la especie B:H es la que dona un protón, y A- la
que lo acepta.
La base relacionada con un cierto ácido se denomina su base conjugada.
En el ejemplo, A- es la base conjugada del ácido HA. De manera similar, se dice
que B:H es el ácido conjugado de la base B:
HA + B: A- + B:H+ Esta reacción es reversible
A- + B:H+ HA +B:

14. El agua tiene dos pares de electrones solitarios y puede actuar como base de
Bronsted-Lowry.
Par conjugado ácido-base
HCl (g) + H2O(ac) H3O+(ac) + Cl- (ac)
Ácido + base ácido base
conjugado conjugada
Par conjugado ácido-base
I. El ácido clorhídrico actúa como ácido, pues cede un protón al agua.
II. El agua es una base, ya que recibe un protón del HCl.
III. El ion, H3O+ (hidronio), es el ácido conjugado del agua, ya que cede un
protón al cloruro para echar a andar la reacción inversa.
IV. El Cl- es la base conjugada del HCl, pues recibe el protón del ion hidronio.

15. Teoría de Lewis
Una clasificación más general de los ácidos y las bases fue la enunciada por
Gilbert N. Lewis en 1923:
Un ácido es cualquier especie capaz de aceptar un par de electrones.
Una base es aquella especie capaz de donar un par de electrones.
La ecuación general de esta teoría es:
A + B A:B
donador aceptor compuesto
base Lewis ácido Lewis
HCl + H-Ö-H Cl- + H-Ö+ -H
H

16. Las reacciones que tienen lugar entre un ácido y una base de Lewis originan lo
que se llama aducto, una especie en la que la base ha cedido su par de
electrones al ácido y se ha formado un enlace covalente coordinado.
Por lo anterior se puede decir que una base de Bronsted-Lowry y una base de
Lewis son iguales, porque la base debe tener un par de electrones no compartidos
para aceptar un protón

17. Reacciones de neutralización según la teoría
De las tres clasificaciones de ácido-base que se presentaron, las reacciones de
neutralización son:
Arrhenius ácido + base sal + agua
Bronsted-Lowry ácido1 + base2 ácido conjugado2 + base conjugada1
Lewis ácido + base aducto

18. Actividad 03
Consulta el siguiente link
http://dx.doi.org/10.4067/S0718-
50062012000300004
y posteriormente reúne los materiales señalados para
la realización de la práctica correspondiente.

19. Referencia bibliográfica
Castro C.M. (2003). Química 3 Libro de recursos para el
profesor. México. Santillana.

20.  Elaboró
 M.A. María Azucena Rivera Santillán