El documento describe las definiciones de ácidos y bases propuestas por diferentes químicos a lo largo de la historia. Arrhenius definió ácidos y bases como sustancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-), respectivamente. Bronsted y Lowry propusieron una definición más general donde un ácido dona protones y una base los acepta. Finalmente, Lewis definió un ácido como una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base como una que puede donarlos.

1. ÁCIDOS Y BASES
Equipo 1
3° A
Integrantes del equipo:
Ruth josceline cervantes carrillo
Angélica maría López López
Jessica vianey contreras águila
María Guadalupe andalón Sánchez

2. Ácidos y bases
 Cuando en una solución la concentración de iones hidrógeno
(H+)es mayor que la de iones hidroxilo (OH–), se dice que es
ácida. En cambio, se llama básica o alcalina a la solución cuya
concentración de iones hidrógeno es menor que la de iones
hidróxilo.
 Una solución es neutra cuando su concentración de iones
hidrógeno es igual a la de iones hidróxilo. El agua pura es neutra
porque en ella [H+] = [OH–]. (Ver: Ionización del agua)
 La primera definición de ácido y base fue acuñada en la década
de 1880 por Savane Arrhenius quien los define como sustancias
que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-),
respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta,
pues existen moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del
grupo OH- y poseen características básicas.

3.  Una definición más general fue propuesta en 1923 por
Johannes Brönsted y Thomas Lowry quienes
enunciaron que una sustancia ácida es aquella que
puede donar H+, exactamente igual a la definición de
Arrhenius; pero a diferencia de éste, definieron a una
base como una sustancia que puede aceptar protones.
 Una definición más general sobre ácidos y bases fue
propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un
ácido es una sustancia que puede aceptar un par de
electrones y una base es aquella que puede donar ese
par.

4.  Fuerza de los ácidos y las bases
 La fuerza de un ácido o la de una base está determinada por su
tendencia a perder o a ganar protones. Los ácidos pueden dividirse en
fuertes (ClH, SO4H2, NO3H, etc.) y débiles (PO4H2–, CH3COOH, CO3H2,
etc.). Las moléculas de los primeros se disocian en forma prácticamente
total al ser disueltos en agua. Los segundos sólo ionizan una pequeña
proporción de sus moléculas. De aquí que, para una misma
concentración de ácido, la concentración de iones hidrógeno es mayor
en las soluciones de ácidos fuertes que en las de los débiles.
 Las bases también pueden dividirse en fuertes (NaOH, KOH, Ca (OH)2,
etc.) y débiles (NH3, trimetilamina, anilina, etc.). Las primeras se
disocian completamente en solución. Al igual que para ácidos débiles,
las constantes de disociación de las bases débiles (KB) reflejan el grado
de ionización.
 Una generalización útil acerca de las fuerzas relativas de los pares ácido-
base es que si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y, para las
bases, si una sustancia es una base fuerte, su ácido conjugado es débil

5.  El químico estadounidense Lewis dio una definición acerca del
comportamiento de la base, en donde se puede definir como una sustancia
que puede donarla fuerza de una sustancia como ácido o base de Lewis
utilizando la constante de disociación de su a ducto con una base o ácido de
Lewis tomado como referencia. Por ejemplo, para comparar la basicidad del
amoníaco, metilamina, dimetilamina y trimetilamina en fase gaseosa, se
puede utilizar el trimetilborano. un par de electrones, y para el acido como
una sustancia que puede aceptar un par de electrones. En 1923 y desarrolló
en 1938 su teoría de ácidos y bases:
 El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener
algún par de electrones solitarios. El amoníaco es una base de Lewis típica y
el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con
una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición. Los ácidos
de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro
estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro de hierro (III) son catalizadores
sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.
 De esta forma se incluyen substancias que se comportan como ácidos pero
no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas
ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de
Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos
los ácidos de Brønsted-Lowry son ácidos de Lewis.

6.  ACIDOS Ácidos son sustancias que cuando se disuelven en
agua producen un aumento en la concentración de iones
hidrogeno (H+) que ésta tiene normalmente. Dan color rojo
a una solución de tornasol (recuérdese que las bases la
vuelven azul) y tienen un sabor ácido característico.
Además, decoloran una solución de fenolftamina que haya
sido previamente enrojecida mediante la adición de una
base. Los elementos del grupo VII de la Tabla Periódica
(Halógenos) y algunos del grupo VI se combinan con el
hidrógeno formando compuestos de carácter ácido que se
conocen con el nombre genérico de hidrácidos. Su
nomenclatura consiste de la palabra ácido seguida del
nombre latino del elemento que se combina con el
hidrogeno, con la terminación “hídrico”.

7. Ácidos y bases

8.  Una reacción ácido-base o reacción de neutralización es
una reacción química que ocurre entre un ácido y una base
obteniendo como productos una sal y agua. Existen varios
conceptos que proporcionan definiciones alternativas para
los mecanismos de reacción involucrados en estas
reacciones, y su aplicación en problemas en disolución
relacionados con ellas. A pesar de las diferencias en las
definiciones, su importancia se pone de manifiesto como
los diferentes métodos de análisis cuando se aplica a
reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o
cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos
evidente. El primero de estos conceptos científicos de
ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés
Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.

9.  Esta definición se basa en una generalización de la
definición anterior de Arrhenius a todos los solventes auto
disociables.
 En todos estos disolventes, hay una cierta concentración de
especies positivas, cationes solvonio, y especies negativas,
aniones solvato, en equilibrio con las moléculas neutras del
disolvente. Por ejemplo, el agua y el amoníaco se disocian
en iones oxonio e hidróxido, y amonio y amida,
respectivamente:
 2 H2O H3O+ + OH−2 NH3 NH4+ + NH2−Algunos sistemas
apróticos también sufren estas disociaciones, tales como el
tetra óxido de dinitrógeno en nitro sonio y nitrato, y el
tricloruro de antimonio, en dicloroantimonio y
tetracloroantimoniato:
 N2O4 NO+ + NO3−2 SbCl3 SbCl2+ + SbCl4−

10.  U soluto que ocasiona un aumento en la concentración de los cationes solvonio y una
disminución en los aniones solvato es un ácido, y uno que hace lo inverso es una base.
En consecuencia, en amoníaco líquido, el KNH2 (que suministra NH2-) es una base
fuerte, y el NH4NO3 (que suministra NH4+) es un ácido fuerte. En dióxido de azufre
líquido, los compuestos de tionilo (que suministran SO2+) se comportan como ácidos,
y los de sulfitos (que suministran SO32−) se comportan como bases.
 Las reacciones ácido-base no acuosas en amoníaco líquido son similares a las
reacciones en agua:
 2 NaNH2 (base) + Zn(NH2)2 (amida anfifílica) → Na2[Zn(NH2)4]2 NH4I (ácido) +
Zn(NH2)2 (amida anfifílica) → [Zn(NH3)4)]I2El ácido nítrico puede ser una base en
ácido sulfúrico:
 HNO3 (base) + 2 H2SO4 → NO2+ + H3O+ + 2 HSO4−Lo que distingue a esta definición se
muestra en la descripción de las reacciones en disolventes apróticos, por
ejemplo,N2O4:
 AgNO3 (base) + NOCl (ácido) → N2O4 + AgCl Puesto que la definición de sistema
disolvente depende tanto del solvente, como del compuesto mismo, un mismo
compuesto puede cambiar su comportamiento dependiendo en la elección del
disolvente. Así, el HClO4 es un ácido fuerte en agua, un ácido débil en ácido acético, y
una base débil en ácido fluorosulfónico.
 n

12. Arrhenius svante august Lewis Gilbert newton

13. Johannes Nicolau bronsted