Todos los solutos que se disuelven en el agua se agrupan en dos categorías: Estos se pueden clasificar: -Electrolitros -No electrolitos

1. PROPIEDADES GENERALES DE
LAS DISOLUCIONES ACUOSAS

2. Todos los solutos que se disuelven en el agua se agrupan en dos categorías:
 Electrolitos es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, forma una disolución
que conduce la electricidad.
Estos se pueden clasificar:
-Electrolitos fuertes: el soluto se disocia en un 100% en sus iones.
-Electrolitos débiles: el soluto no se disocia en un 100% en sus iones.
 No electrolitos: no conduce la corriente eléctrica cuando se disuelve en agua.

3. • 1-, Son mezclas
homogéneas.
• 2-, La cantidad de
soluto y la cantidad de
disolvente se
encuentran en
proporciones que
varían entre ciertos
límites. Por ejemplo, 100 g
de agua a 0 ºC es capaz de
disolver hasta 37,5 g de NaCl,
pero si mezclamos 40 g de NaCl
con 100 g de agua a la
temperatura señalada, quedará
un exceso de soluto sin disolver.
• 3-, Sus propiedades físicas
dependen de su
concentración.
• 4-, Sus componentes se
separan por cambios de
fases, como la fusión, evaporación,
condensación, etc.
• 5-, Tienen ausencia de
sedimentación, es decir al someter
una disolución a un proceso de
centrifugación las partículas del soluto
no sedimentan debido a que el tamaño
de las mismas son inferiores a 10
Angstrom ( ºA ).

4. REACCIONES DE ACIDO - BASE

5. ÁCIDO BASE
Tiene sabor agrio Tiene sabor amargo
Son corrosivos para la piel Suave al tacto, pero corrosivos para la piel
Neutralizan los efectos de las bases Neutralizan los efectos de los ácidos
Las soluciones concentradas destruyen la materia orgánica
Forman disoluciones acuosas conductoras de electricidad

6. • Su teoría es sobre la disociación iónica, la cual decía, que :
“Muchas sustancias que se encontrasen en disolución acuosa experimentaban una ruptura
o disociación en iones positivos y negativos”.
Teoría de Arrhenius
EJEMPLO:
Ácido: HCL H20 H+1 + CL-1
Base: Na OH H2O Na + (OH)
Neutralización: HCL + NaOH NaCl + H2O

7. En esta teoría Arrhenius definió ácidos y bases como:
• Ácido: es toda sustancia que en disolución acuosa se
disocia con formación de iones hidrógeno, H+
• Base: sería toda sustancia que en disolución acuosa
se disocia con formación de iones hidróxido, OH-
Siguiendo la teoría, las reacciones de neutralización ácido-base,
tienen lugar cuando un ácido reacciona totalmente con una
base, produciéndose una sal más agua.
Se llega así a la conclusión de que una reacción de
neutralización consiste en la combinación del ion H+ del ácido,
con el ión OH- de la base para producir H2O no disociada.
La teoría de Arrhenius, a pensar de constituir un gran
avance, tiene grandes limitaciones, ya que reduce
muchísimo los conceptos de ácido y base.

8. La teoría de Brönsted - Lowry, no se limitan a
las disoluciones acuosas, y son válidas para
cualquier disolvente, pues se conocen
abundantes sustancias con comportamientos
ácidos y básicos en ausencia de agua.
Ácido + base está en equilibrio con base conjugada + ácido conjugado.
La base conjugada es el ion o molécula que queda después de que el ácido ha perdido un protón, y el ácido conjugado
es la especie formada de la base al aceptar el protón. La reacción puede proceder en cualquier dirección hacia la
derecha o la izquierda, según el equilibrio químico.
Teoría de Brönsted - Lowry

9. HCl(ácido) + H2O(base) H3O(ácido conjugado) + Cl(base conjugado)
•Ácido
NH3(base) + H2O(ácido) NH4(ácido conjugado) + OH(base conjugado)
•Base

10. Teoría de Lewis
Lewis amplió el concepto de ácido y base a
términos de estructura electrónica.
Su teoría considera ácido a todos los átomos,
moléculas o iones que puedan aceptar un par de
electrones, y base sería toda especie química que
sea capaz de ceder un par de electrones

11. ECUACIONES MOLARES.
IONICAS Y NETA
Hipótesis

12. Ecuaciones molares:
Al escribir las ecuaciones químicas para las reacciones en solución, suele ser útil indicar
explícitamente si las sustancias disueltas se encuentran de forma predominante como iones
o como moléculas.
• HCl(ac) +NaOH(ac) à H2O(l) + NaCl(ac)
Las ecuaciones escritas de esta manera, mostrando las fórmulas químicas completas de los
reactivos y de los productos se llaman ecuaciones moleculares.

13. Ecuación ionica
Una ecuación escrita de esta forma –indicando como
iones a todos los electrolitos fuertes solubles-, se
conoce como ecuación iónica completa.
En esta se escriben todos los iones y luego se pone
el sólido como molécula y lo acuoso disociado (los
iones espectadores)

14. Ecuación Ionica Neta
La ecuación iónica neta incluye solamente aquellos iones y moléculas que
están participando directamente en la reacción.
Se escribe sólo los iones que reaccionan y los iones espectadores no.

16. http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-05.html
https://www.ecured.cu/Disoluci%C3%B3n_acuosa
https://profmgodoy.wordpress.com/2013/05/06/reacciones-en-disolucion-acuosa/
http://www.ehowenespanol.com/cuatro-clases-reacciones-acuosas-info_232834/
http://www.bioquimica.dogsleep.net/Teoria/archivos/Unidad24.pdf
http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/acidos-y-bases-2
https://es.slideshare.net/Angelnoguez/reacciones-en-disolucin-acuosa
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https://prezi.com/gx1reto5anbv/introduccion-a-las-reacciones-en-disolucion-acuosa/
http://www.wikillerato.org/Ecuaciones_i%C3%B3nicas_y_ecuaciones_moleculares._Iones_espectadores.html
http://html.rincondelvago.com/reaccion-entre-iones-en-disolucion-acuosa.html
http://menteacida.com/ecuaciones-moleculares-y-ecuaciones-ionicas.html
BIBLIOGRAFIAS