Ppt sobre S. Arrhenius y su aporte con la Teoría de disociación electrolítica, y su influencia en la electrólisis, propiedades electrolíticas y teoría ácido base

1. Arrhenius:
Disociación electrolítica –
Propiedades Coligativas –
Ácido Base – Electrólisis

2. Svante A. Arrhenius
(1859 - 1927)
ANTECEDENTES: En la primera mitad del siglo XIX ya se
conocían la conductividad eléctrica de las disoluciones
electrolíticas y la electrolisis, pero no se disponía de una
explicación satisfactoria para estos fenómenos.
Svante A. Arrhenius fue un científico sueco que realizó el
grado académico doctoral en la Universidad de Uppsala,
donde se recibió en 1884. Durante sus estudios investigó
las propiedades conductoras de las disoluciones
electrolíticas (que conducen carga), formulando en su
tesis doctoral laTeoría de disociación electrolítica, por la
cual se le otorgó el Premio Nobel de Química en 1903.

3. Teoría de la disociación electrolítica de
Arrhenius
Arrhenius propuso que ciertas sustancias, al
ponerse en contacto con el agua, forman iones
positivos y negativos que pueden conducir la
corriente eléctrica (electrolitos). En el caso de
una sustancia hipotética AB ocurre que:
De manera que la carga total sobre los cationes
es igual a la carga sobre los aniones. La
disolución en su conjunto es neutra. Esta
disociación se realiza sin necesidad que circule
corriente eléctrica, ya que los iones son
preexistentes. Por ejemplo concreto:
NaCl
𝑯 𝟐 𝑶
𝑵𝒂+ + 𝑪𝒍−
𝑨𝑩 + 𝑯 𝟐 𝑶 𝑨´+
+ 𝑩−

4. Electrólisis
Se trata del desplazamiento de los iones por
efecto de la electricidad hacia los electrodos
correspondientes. El conectado al polo negativo
se llama “cátodo” y el conectado al polo positivo
“ánodo”.
Un ejemplo de electrólisis puede ser el caso del agua.
El agua pura no tiene la suficiente cantidad de iones
libres como para que se pueda producir electricidad.
Debido a esto, para lograr la electrolisis del agua, se
suele añadir una cantidad pequeña de ácido sulfúrico
(0.1 M). En estas disoluciones acuosas, se sumergen
los electrodos inertes.

5. Tipos de disoluciones
1. ELECTROLÍTICA: el soluto se disocia en mayor
o menor proporción en iones incrementando así
el número de partículas de solución.
1. NO ELECTROLÍTICA: el soluto disuelto
permanece en forma molecular sin carga y no
presenta tendencia a la disociación de iones
con carga eléctrica.
NaCl
𝑯 𝟐 𝑶
𝑵𝒂+ + 𝑪𝒍−
Glucosa + 𝑯 𝟐 𝑶
Urea + 𝑯 𝟐 𝑶

6. Propiedades Coligativas en disoluciones
no-electrolíticas
Cuando se adiciona un soluto a un
disolvente puro se modifican algunas
de sus propiedades. Estas se
denominan propiedades coligativas de
las disoluciones y dependen de la
concentración del soluto y no de su
naturaleza; así, disoluciones de igual
concentración con solutos muy
diferentes se comportan de la misma
forma.
Propiedadescoligativas
Disminución de la
presión de vapor
Elevación del punto
de ebullición
Disminución del
punto de congelación
Presión osmótica

7. Propiedades Coligativas en disoluciones
electrolíticas
Para las soluciones que contengan solutos electrolitos, las propiedades
coligativas se miden de diferente manera con respecto a las propiedades
coligativas de las soluciones que contienen un soluto no electrolito. Este
fenómeno se debe a la disociación de los solutos electrolitos en iones,
dando así a una separación de un compuesto en diferentes iones o
partículas.
El efecto de producen los electrolítos sobre las propiedades Coligativas fue
estudiado por el científico Van’t Hoff, a través de la siguiente expresión:
𝒊 =
𝒑𝒓𝒐𝒑𝒊𝒆𝒅𝒂𝒅 𝒄𝒐𝒍𝒊𝒈𝒂𝒕𝒊𝒗𝒂 𝒎𝒆𝒅𝒊𝒅𝒂
𝒗𝒂𝒍𝒐𝒓 𝒆𝒔𝒑𝒆𝒓𝒂𝒅𝒐 𝒑𝒂𝒓𝒂 𝒖𝒏 𝒏𝒐 𝒆𝒍𝒆𝒄𝒕𝒓𝒐𝒍í𝒕𝒐

8. ÁCIDO-BASE
Al clasificar las sustancias químicas se trató de agruparlas de
acuerdo a sus características más relevantes. Es así como se llegó a
distinguir 3 grupos: los ácidos, las bases y las sales.

9. Características más relevantes
ÁCIDOS
*Tienen sabor agrio
* Forman disoluciones
acuosas conductoras
de electricidad
* Neutralizan una base
formando de manera
general sal y agua
BASES
*Tienen sabor
astringente
* Forman disoluciones
acuosas conductoras
de electricidad
* Se neutralizan con
un ácido, formando sal
y agua.
*Tienen al tacto una
sensación jabonosa.
SALES
* Presentan en
general características
neutras, sin embargo,
son consideradas
electrolitos, por su
tendencia a la
disociación en un
medio acuoso.

10. TEORÍAS ÁCIDO-BASE
1. TEORÍA DE ARRHENIUS: Svante Arrhenius gracias a su teoría de la
disociación electrolítica permitió dar una definición para ácidos y bases.
ÁCIDO
Compuestos que en
disolución acuosa se
ionizan, liberando iones
hidrógeno (𝑯+) al medio.
𝑯𝑪𝒍
𝑯 𝟐 𝒐
𝑯+ + 𝑪𝒍−
𝑯 𝟐 𝑺𝑶 𝟒
𝑯 𝟐 𝒐
𝟐𝑯+
+ 𝑺𝑶 𝟒
𝟐−
BASE
Compuestos que en
disolución acuosa liberan
iones hidroxilos (𝑶𝑯−) al
medio
LiOH
𝑯 𝟐 𝒐
𝑳𝒊+ + 𝑶𝑯−
𝑨𝒍(𝑶𝑯) 𝟑
𝑯 𝟐 𝒐
𝑨𝒍 𝟑+
+ 𝟑𝑶𝑯−

11. Limitaciones de la teoría de Arrhenius
• Sólo es valida para disoluciones acuosas (no se puede utilizar para
disolventes distintos del agua).
• Las bases deben tener OH en su molécula (esta teoría no puede explicar el
carácter básico de sustancias como el NH3 o el Na2CO3)
• Los ácidos deben tener H en su molécula y al disociarse en agua dar H+ (los
iones hidrógeno o protones, debido a su pequeñísimo radio, 10-13 cm, no
existen como tales en disoluciones acuosas, sino que están fuertemente
hidratados, originando iones hidronio, H3O+, que es más estable).

12. Neutralización
Es una reacción entre un ácido y una base, en la cual se logra equiparar la
fuerza de ambos y el pH de la disolución es neutro.
Según Arrhenius la reacción entre un ácido y una base generan sal y agua.
Por ejemplo: 𝑯𝑪𝒍 + 𝑵𝒂𝑶𝑯 𝑵𝒂𝑪𝒍 + 𝑯 𝟐 𝑶
Finalmente, se puede calcular el pH de zona neutra sabiendo las
concentraciones en juego y los volúmenes respectivos con el supuesto de que
los volúmenes se suman, esto es:
𝑪á𝒄𝒊𝒅𝒐 ∗ 𝑽á𝒄𝒊𝒅𝒐 = 𝑪 𝒃𝒂𝒔𝒆 ∗ 𝑽 𝒃𝒂𝒔𝒆
Donde “C” es concentración y “V” es volumen.
• TITULACIÓN: es una técnica muy usada para averiguar la concentración que
tiene una disolución ácida o básica, a través de una neutralización
controlada.

13. 2.-TEORÍA DE LEWIS
ÁCIDO: Aquella entidad
capaz de aceptar un par de
electrones de su entorno.
BASE: Aquella entidad capaz
de ceder o donar un par de
electrones.
Ejemplo:
𝑩𝑭 𝟑 + 𝑵𝑯 𝟑 𝑩𝑭 𝟑 𝑵𝑯 𝟑
El 𝑩𝑭 𝟑 será el ácido dado que puede aceptar un par electrónico
y el 𝑵𝑯 𝟑 será base dado que da el par electrónico.

14. 3.-TEORÍA DE BRÖNSTEDY LOWRY
ÁCIDO
Aquella entidad que puede
donar o ceder iones
hidrógeno al medio en
disolución (no
necesariamente agua).
𝑯𝑩𝒓 𝑯+ + 𝑩𝒓−
𝑵𝑯 𝟒
+
𝑵𝑯 𝟑 + 𝑯+
BASE
Aquella entidad que puede
captar o aceptar iones
hidrógeno del medio en
disolución.
𝑯𝑺− + 𝑯+ 𝑯 𝟐 𝑺
𝑯𝑷𝑶 𝟒
𝟐−
+ 𝑯+ 𝑯 𝟐 𝑷𝑶 𝟒
−

15. Dentro de esta teoría podemos observar que un ácido puede ser una base o
viceversa, según se defina la participación del ion hidrógeno. Aquellos
compuestos que tengan esta dualidad (ácido-base) se llamaran ANFOLITOS.
El agua es un ejemplo que presenta esta característica.
En forma general podernos establecer entonces lo siguiente:
ÁCIDO + BASE Á𝑪𝑰𝑫𝑶 𝑪𝑶𝑵𝑱𝑼𝑮𝑨𝑫𝑶 + 𝑩𝑨𝑺𝑬 𝑪𝑶𝑵𝑱𝑼𝑮𝑨𝑫𝑨
De esta forma, para los siguientes ejemplos tenemos:
𝑯 𝟐 𝑶 + 𝑯 𝟐 𝑶 𝑯 𝟑 𝑶+
+ 𝑶𝑯−
ÁCIDO BASE ÁC. CONJUGADO BASE CONJUGADA

16. Auto ionización del agua
El agua es un compuesto que tiene una particularidad especial, por ello no
resulta fácil explicar su comportamiento.
Desde el punto de vista ácido base, el agua es un anfolito, pues se ha
comprobado que conduce en pequeña cantidad la electricidad. Su disociación
puede ser establecida de la siguiente manera:
𝑯 𝟐 𝑶 𝑯+ + 𝑶𝑯−
Entonces se establece que el agua es capaz de autoionizarse,
comportándose como ácido y base.
Su constante es: 𝑲𝒘 = 𝑯+ 𝑶𝑯− respecto a sus concentraciones.Y luego
de una serie de cálculos matemáticos nos queda que:
𝒑𝑲𝒘 = 𝒑𝑯 + 𝒑𝑶𝑯 = 𝟏𝟒

17. Medida de la acidez y la basicidad
Es posible de manera matemática medir la acidez o basicidad de una entidad.
Sin embargo, existen métodos experimentales a través del “peachímetro” o
con papeles indicadores.
En términos generales, podemos conseguir estas medidas gracias a las escalas
de pH y pOH:
• pH: Nivel de acidez de la solución en estudio, relativo a la concentración de
iones hidrógeno presentes en la disolución.
pH = -log [𝑯+]
• pOH: Nivel de basicidad de la solución, respecto a la concentración de iones
hidroxilo en la disolución.
pOH = -log [𝑶𝑯−]

18. De esta manera, relacionando el pH con el pOH obtenemos, gracias a la
constante del agua, que:
A medida que aumenta el pH, el pOH va disminuyendo y viceversa. Pero
siempre la suma de ambos debe dar 14.
pH pOH pKw
0 14 14
1 13 14
3 11 14
5 9 14
7 7 14
9 5 14
11 3 14
14 0 14

19. Indicadores
Son compuestos orgánicos principalmente y tienen un rango determinado
de pH a medir. Su gracia es que manifiestan la medición por colores y cuando
son agregados a la disolución adquieren tal tonalidad y se concluye que esta
tiene tal valor de pH.
Mientras el pH de un compuesto sea ácido, el indicador mostrará un color, y si
pasa a pH básico, manifestará el segundo color. Estos indicadores son muy
útiles en la titulación de ácidos y bases (neutralización).
INDICADOR COLOR pH INFERIOR INTERVALO pH COLOR pH SUPERIOR
Azul de timol Rojo 1,2 – 2,8 Amarillo
Anaranjado de metilo Anaranjado 3,1 – 4,4 Amarillo
Azul de clorofenol Amarillo 4,8 – 6,4 Rojo
Rojo neutro Rojo 6,8 – 8,0 Amarillo
Fenolftaleina Incoloro 8,3 – 10,0 Rojo
Amarillo de alizarina Amarillo 10,1 – 12,0 Rojo

20. Disoluciones Buffer
• Son conocidas como amortiguadoras, reguladores o tampón.
• Todas estas soluciones presentan la misma cualidad, que es la de mantener
el pH en un cierto rango.
• La sangre es un ejemplo de disolución buffer, su pH está en el rango de 7 a
7,4.
• En estas disoluciones hay un equilibrio entre el componente ácido y básico.