El documento describe la evolución de las teorías sobre ácidos y bases. Inicialmente se definían por sus propiedades como el sabor, pero Boyle estableció su caracterización basada en propiedades. Más tarde, Arrhenius propuso que los ácidos producen iones H+ e hidrógeno en solución acuosa, mientras que las bases producen iones OH-. Finalmente, Brønsted y Lowry expandieron esta teoría para incluir cualquier sustancia que ceda o acepte protones, no limitándose al agua.

3. En un principio, los ácidos y las bases se
definían de acuerdo con su sabor ,
sus reacciones con los metales , la
sensación experimentada al tocarlos o
con pruebas .
Por supuesto que, de esta manera,
muchas sustancias no se pueden analizar.

4. Los Ácidos se usaban en diversos procesos
metalúrgicos, las bases, se utilizaban en
curtido, limpieza y lavado.
Edad Media, los ácidos y bases eran
considerados principios opuestos, porque unos
neutralizaban los efectos de los otros.
Siglo XVIII, Boyle estableció la primera
caracterización de ácidos y bases a partir de
sus propiedades.

5. ÁCIDOS
PROPIEDADES
Sabor agrio
Reacciona con los metales activos.
Desprendimiento de hidrogeno
Neutraliza bases

6. Producen cambios de color en los pigmentos
vegetales; Por ejemplo, cambian el color del
papel tornasol de azul a rojo.
Reaccionan con ciertos metales (Zn, Mg y Fe)
para producir Hidrogeno Gaseoso.
Reaccionan con carbonatos y bicarbonatos,
para producir dióxido de carbono.
Conducen electricidad.

7. Ácido:
HCl  H+ (aq) + Cl- (aq)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da
OH-
NaOH Na+ (aq) + OH- (aq)

8. Los Ácidos se usaban en diversos procesos
metalúrgicos, las bases, se utilizaban en curtido,
limpieza y lavado.
Edad Media, los ácidos y bases eran considerados
principios opuestos, porque unos neutralizaban los
efectos de los otros.
Siglo XVIII, Boyle estableció la primera
caracterización de ácidosy bases a partir de sus
propiedades.

9. ÁCIDOS:
• Tienen sabor agrio.
• Son corrosivos para la
piel.
• Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.
• Disuelven sustancias
• Atacan a los metales
desprendiendo H2.
• Pierden sus
propiedades al
reaccionar con bases.
BASES:
• Tiene sabor amargo.
• Suaves al tacto pero
corrosivos con la piel.
• Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales.
• Precipitan sustancias
disueltas por ácidos.
• Disuelven grasas.
• Pierden sus
propiedades al
reaccionar con ácidos.

10. ÁCIDOS Y BASES . TEORÍA DE ARRHENIUS.
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. Hay
sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en
cationes y aniones.
Electrolito es cualquier sustancia que en disolución da
iones y por tanto es capaz de transportar la corriente
eléctrica. Son electrolitos los ácidos, las bases y las sales.

11. HCl (g) Cl- (aq) + H+
(aq)
H2O
Los iones H+, en disolución acuosa,
se representan como la especie
H3O+ (aq), que se denomina ion
hidronio.
 Ácido es toda sustancia que
posee algún átomo de hidrógeno
capaz de disociarse en
disolución acuosa, dando iones
H+. Por ejemplo:

12.  Base es toda sustancia que contiene
algún grupo OH capaz de disociarse en
disolución acuosa, dando iones hidroxilo
OH-. Por ejemplo:
NaOH (s) Na+ (aq) + OH- (aq)
H2O
Los ácidos y las bases se comportan como dos
grupos químicamente opuestos

13. Según…
Arrhenius
Un acido es aquel que produce iones de hidronio= H3O ó
hidrogeno=H.
Las bases producen iones OH- = oxhidrilos ó hidróxido.

14. Arrhenius
(1883)
concluye
Las propiedades características
de los ácidos, en una solución acuosa,
se debían a la presencia de iones H+
Las propiedades de las soluciones
de bases en agua eran debidas a la
presencia de iones Hidróxidos (OH-)
En su forma actual, la teoría de Arrhenius se expresa:
Ácido= es toda sustancia que en solución acuosa cede
p+
HA A- + H+

15. Disociación ácido-base según Arrhenius
ÁCIDOS: (incluiría los hidrácidos y los oxoácidos)
• AH (en disolución acuosa)  A– + H+
• Ejemplos:
– HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+
– H2SO4 (en disolución acuosa) SO4
2– + 2 H+
BASES: (incluiría los hidróxidos)
• BOH (en disolución acuosa)  B + + OH–
• Ejemplo:
– NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–

16. Neutralización
• Se produce al reaccionar un ácido con una base por
formación de agua:
H+ + OH– — H2O
• El anión que se disoció del ácido y el catión que se
disoció de la base quedan en disolución inalterados
(sal disociada):
NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

17. DESVENTAJAS DE LA TEORIA DE ARRHENIUS
• Solamente utiliza como disolvente el agua
• Las bases son sólo las sustancias que contienen iones
hidroxilo (lo que excluye amoniaco, Na2 CO3 etc.)
• Los ácidos son sólo los que poseen hidrógeno (lo que
excluye a los óxidos ácidos, tipo CO2, SO3…)
• El ión hidronio, H3O+, no existe como tal, sólo el H+

18. VENTAJAS
• Interpreta las reacciones ácido base en disolución
acuosa
• Compara la fuerza de los ácidos y las bases mediante la
constante de equilibrio y el grado de disociación

19. TEORÍA ÁCIDO Y BASE DE
BRÖNSTED-LOWRY
Aquí los ácidos y bases nunca actúan de forma aislada, sino en
reacciones Ácido-Base, en las que siempre hay un ácido que cede
protones y una base que los capta
Las propiedades ácido-base se deben al intercambio de p+ según:
 Ácido = Toda sustancia capaz de ceder protones.
 Base = Toda sustancia capaz de captar protones.

20. Thomas Martin Lowry
(1874-1936)
Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)

21.  Ácido es toda especie capaz de ceder un
protón. El concepto incluye iones como el
(formado al disolver NaHCO3 en agua), ya que
son capaces de ceder un protón a una molécula
de agua.
-
3HCO

22.  Base es toda especie capaz de aceptar un protón.
Además de las bases típicas (hidróxidos), se puede incluir el
amoniaco, ya que, al disolverse, acepta un protón del agua,
formando el ion amonio.

23. Ej.:
Cuando un ácido, HA, cede un p+ produce un Anión (A-)
HA A- + H+
(Ácido)
El Anión tiene la capacidad de capturar el protón para regenerar
el compuesto de partida, si capta un protón se comporta como
una BASE
A- + H+ HA
(Base)

24. La teoría de Brönsted y Lowry incluye a la de Arrhenius
y la amplía:
•Las propiedades ácidas o bases no dependen de la
sustancia en sí, dependen de la sustancia con que
reaccionen.
•No guarda relación con el concepto de sal de
Arrehenius. La neutralización es la transferencia de un
protón del ácido a una base (par conjugado).
•El ser ácido o base no se limita al agua como
disolvente.
•Se amplia el concepto de base: no son sólo los
hidróxidos, sino las sustancias que acepten protones.

25. PAR ÁCIDO-BASE CONJUGADOS.
 Un ácido y una base que difieren en un protón son un par
ácido-base conjugados, por ejemplo:
-
3HCO
-2
3CO
4NH (ácido) / NH3 (base) o (ácido) / (base)
ácido + base Ácido conjugado de la
base
+ base conjugada del
ácido

26. REACCIONES ÁCIDO-BASE
Si un ácido (l) cede un protón, debe haber una base (ll) que lo
capte. El proceso se puede representar:
Ácido l + Base ll Base conjugada de l + Ácido Conjugado de ll
O bien:
HA + B A- + BH+
(ácido) (base) (base conjugada) (ácido conjugado)
Ej.:
HCl + H2O Cl- + H3O+
(ácido) (base) (Base conjugada) (ácido conjugado)

27. Las sustancias que, como el agua, pueden actuar
como ácido o como base se llaman sustancias
anfóteras (por ejemplo, los aminoácidos, o los iones
intermedios de ácidos polipróticos)
como base
       aqOHaqAlOHaqAH 32
-

base
ácido
conjugado
como ácido
       aqOHaqBHlOHaqB 2
-

base
conjugadaácido

28. 28
[A–] [H+][HA]
Ácido fuerte
[H+][A–]
[HA][HA]
Ácido débil

29. Medidad de Acidez y
Basicidad
• Es posible matemáticamente, pero
tambien se pueden medir a traves de
instrumentos especializados como
paple Ph universal o peachimetro.
• PH = Es una medidad de acidez de
las sustancias.
Existe una escala de Ph propuesta por
Sörensen (rango de 0 a 14)

30. Escala de pH

31. La escala de pH distingue tres zonas:

32. Indicadores
• Son Compuestos orgánicos.
• Cambian de color en presencia de un
ácido o una base.
• Son útiles en la Titulación de ácidos
y bases.
• Ejemplos: Fenolftaleina, Naranja de
metilo, Azul de Bromotimol, Papel de
Tornazol.

33. • Indicadores
Indicador ácido base
Fenolftaleina Incoloro Fucsia
Naranja de
Metilo
Rojo Naranja
Azul de
Bromotimol
Amarillo Azul
Tornasol Rojo Azul

34. Ejemplo: En el estomago existen
ácidos para degradar
los alimentos, cuando
esta cantidad es
excesiva , daña la
mucosa del estomago y
lo puede llegar a
perforar,
Para prevenir estos
casos , es
recomendable
administrar una
base, su función es
neutralizar la ácidos
estomacales

35. Al administrarse una base (leche de magnesia) este hace reacción
en el acido para crear un equilibrio, es decir ácido base para que el
estomago tenga un nuevo recubrimiento con un pH normal.

37. 37
Gráfica de pH en
sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO
141 2 3 4 6 8 9 10 11 12 135 7
Zumo de
limón Cerveza
Leche
Sangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada

38. Tarea.
Realizar la siguiente tabla.
Producto ¿Para que se usa? Olor y sabor? Consistencia Riesgo para la salud.
Alto, moderado o bajo
Jabón Neutro
Jugo de limón
Vinagre
Detergente
Cloro
Aspirina
Yogur
Bicarbonato
Antiácido
Sosa Cáustica
Agua
Agua Mineral

39. Escribe un texto en el que indiques
algunas recomendaciones para el uso
de ácidos y bases en el hogar.
Debe contener imágenes o dibujos.

40. Elaborado por
Mtra Alma Maité Barajas
Cárdenas.
CIENCIAS III
Escuela Secundaria Técnica
#107