El documento describe las teorías principales sobre ácidos y bases. Robert Boyle nombró por primera vez ácidos y bases en el siglo XVII. Un ácido es cualquier sustancia que aporta iones H+ en disolución acuosa, mientras que una base aporta iones OH-. Las teorías de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis definieron ácidos y bases y sus propiedades químicas. Arrhenius definió ácidos como sustancias que liberan H+ en agua y bases como sustancias que liberan OH-. Bronsted-Low

1. Ácidos y bases
LIC ISABEL TIMOTEO MARTINEZ

2. Ácidos y bases
 Desde el inicio de los tiempos, el hombre ha podido
distinguir los diferentes sabores en su alimentación;
el ácido del limón, de la naranja o del vinagre.
 El vocablo ácido proviene del latin “acere” que
significa ácido.

3. Fue en el siglo XVII cuando el químico anglo-irlandés Robert Boyle
nombró por primera vez las sustancias como ácidos y bases en
función a sus características.
 Ácidos: sustancias con sabor ácido, que corroel el metal, cambian
el papel tornasol a rojo y van perdiendo su acidez al combinarse
con bases.
 Bases: son untuosos al tacto, su sabor es amargo, cambian el papel
papel indicador a azul y disminuye al combinarse con ácidos.
Ácidos y bases

4. Ácidos
 Un ácido es cualquier sustancia que en
disolución acuosa aporta iones H+ al medio.

5.  La palabra ácido proviene del latín acidus, que
significa ‘agrio’ o ‘afilado’, y se refiere al sabor
desagradable de ciertas sustancias (por ejemplo, el
vinagre).
 Sin embargo, es importante señalar que existen
diversas teorías utilizadas para definir lo que es un
ácido.
Ácidos

6. Ácidos fuertes y débiles
Los ácidos se pueden considerar fuertes o débiles según
como se disocien en un medio acuoso, es decir, según la
cantidad de iones de hidrógeno que liberan en una solución.
Un ácido es fuerte cuando este se ioniza, y la gran mayoría
de sus iones de hidrógeno o protones son cedidos a
solución. Estos ácidos son altamente corrosivos y buenos
conductores eléctricos.

7. Entre los ácidos fuertes están el ácido sulfúrico H2SO4, el ácido
bromhídrico (HBr) y el ácido clorhídrico (HCl).
En contraposición, los ácidos débiles son aquellos que no
liberan una gran cantidad de iones de hidrógeno y son menos
corrosivos que los ácidos fuertes. Ejemplos de ácidos débiles
son el ácido carbónico (H2CO3) y el ácido acetilsalicílico
(C9H2O4).
Ácidos fuertes y débiles

8. Propiedades de los ácidos
 Son altamente solubles en agua.
 Reaccionan con algunos metales.
 Funcionan como transmisores de corriente eléctrica.
 Poseen sabor agrio (limón, por ejemplo).
 Cambian el color del papel tornasol del azul al rojo.
 Pueden destruir tejidos orgánicos.
 Reaccionan con bases, produciendo agua y sal.
 Las reacciones ácido-base son exotérmicas (liberan calor).

9. Ejemplos de ácidos
 Ácido ascórbico (vitamina C).
 Ácido cítrico, presente algunas frutas.
 Ácido acético (vinagre y vino).
 Ácido láctico, producido durante el ejercicio
anaeróbico.
 Ácido acetilsalicílico (aspirina).
 Ácido clorhídrico (jugo gástrico).
 Ácido sulfúrico.

10. ¿Qué es una base?
 Una base es una sustancia capaz de disociar iones de
hidróxido en una solución, contando con un pH superior a
7.
 También se considera como base una sustancia capaz de
aceptar un par de electrones, e incluye todas las soluciones
alcalinas.
 La palabra base proviene del griego basis y significa ‘ir‘ o
‘caminar’, mientras que alcalina proviene latín alkali, que a su
vez proviene del árabe Al-Qali, y significa ‘cenizas’,
particularmente aquellas quemadas de la madera.

11. Bases débiles y fuertes
 Las bases fuertes se ionizan completamente, cediendo
sus iones de hidróxido a la solución. Algunas bases
fuertes son el hidróxido de litio (LiOH), el hidróxido de
potasio (KOH) y el hidruro de sodio (NaH).
 En cuanto a las bases débiles, estas son aquellas que
aportan una baja cantidad de sus iones de hidróxido,
por lo que no tienen la tendencia a disociarse.
Ejemplos de bases débiles son el amoníaco (NH3) y el
bicarbonato de sodio (NaHCO3).

12. Propiedades de las bases
 Son menos solubles en agua.
 No reaccionan con los metales.
 En disolución, conducen corriente eléctrica.
 Poseen sabor amargo (jabonoso, como el cloro/lejía).
 Cambian el color del papel tornasol del rojo al azul.
 En disolución, son deslizantes al tacto.
 Reaccionan con los ácidos, produciendo agua y sal.
 Las reacciones ácido-base son exotérmicas (liberan calor).
 Su pH es superior a 7.

13. Teorías ácido-base
 A fines del 1800 el científico
Svante Arrhenius propone
agua como el disolvente
universal, debido a que es
capaz de descomponer en
iones individuales a los
compuestos.

14. Teorías ácido-base
 Él explica que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno en su
molécula y al disolverse en agua suelta iones de hidrógeno a la solución.
 En el siguiente ejercicio se puede observar cómo el ácido clorhídrico (HCl)
se separa en sus iones cuando se disuelve en el agua. (Carpi, 2003)
HCl H2O Haq
+
aq
-
Cl

15.  De acuerdo a la teoría de Arrhenius, una base es aquella que en una solución suelta
iones de hidroxilo (OH-)
 Ejemplo: Veamos
 Concluimos que un ácido es aquel que da iones de H+ y las bases son las que
liberan (OH-) Al poner en contacto una base con un ácido se produce una
nuestralización donde se forma una sal más agua.
Teorías ácido-base

16.  Científico danés Johannes Bronsted y el inglés Thomas Lowry (1923)
 Establecen que los ácidos son sustancias capaces de dividirse y las bases, de
tomar iones de hidrógeno.
 Su teoría señala: “Un ácido es aquella sustancia capaz de donar un protón
porque un ion Hidrógeno H+ sin su electrón, es sencillamente un protón.
Teorías ácido-base

17.  Las bases, de acuerdo con Lowry-Bronsted son aquellas sustancias capaces de aceptar un
ion de hidrógeno H+
 Ya sea como en el caso anterior del NaOH o como el próximo ejemplo del polvo de hornear
(NaHCO3) que también actúa como base al formar el ácido carbónico.
Ácido Base Ácido Base
HCl + NaHCO3 H2CO3 + NaCl
Teorías ácido-base

18.  De acuerdo a dicha teoría, los ácidos y las bases están relacionados con
la concentración de iones de Hidrógeno H+ presente. Los ácidos
aumentan la concentración de iones hidrógeno, mientras que las bases
disminuyen dicha concentración y debido a esto se puede determinar la
acidez o basicidad en función de la concentración de iones hidrógeno.
Teorías ácido-base

19.  En 1938, el químico estadounidense Gilbert Newton
Lewis presenta la teoría del enlace covalente, en la que
decreta que no todas las reacciones ácido-base implican
la transferencia de protones , sino que forman un enlace
covalente dativo, y además propone la escritura de
fórmulas utilizando puntos para resaltar a los electrones.
Teorías ácido-base

20. Teorías ácido-base
 Él define un ácido como la sustancia que puede aceptar un par de electrones , formando
un enlace covalente dativo (H+) y una base como sustancia que puede donar un par de
electrones.
Este tipo de enlace se presenta cuando uno de los
átomos en la unión es el que aporta los electrones
a compartir. Esto lo conseguimos en la reacción
entre el amoníaco NH3 y el trifluoruro de boro BF3.
El nitrógeno tiene dos electrones libres y el boro
está deficiente de electrones. Al unirse tanto el
nitrógeno como el boro completan su última capa
con ocho electrones.

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