Acidos Y Bases

Acidos Y Bases

Ácido-base de la reacción

Una base de reacción ácida es una reacción química que se produce entre un ácido y una base . Varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas de los mecanismos de reacción involucrados y su aplicación en la solución de problemas relacionados con la existencia. A pesar de algunas diferencias en las definiciones, su importancia se hace evidente que los diferentes métodos de análisis cuando se aplica a las reacciones ácido-base para las especies gaseoso o líquido, o cuando el ácido o el carácter de base puede ser un poco menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de los ácidos y bases fue proporcionada por el francés químico Antoine Lavoisier , alrededor de 1776.

Histórico base de ácido teorías de oxígeno de la teoría de Lavoisier de ácidos

Los científicos primer concepto de ácidos y bases fue proporcionada por Antoine Lavoisier circa 1776. Desde el conocimiento de Lavoisier de ácidos fuertes se limitaba principalmente a oxoácidos , tales como HNO 3 (ácido nítrico) y H 2 SO 4 (ácido sulfúrico), que tienden a contener átomos centrales en alto estado de oxidación , rodeado por el oxígeno, y como no estaba al tanto de la verdadera composición de los ácidos hidrácidos ( HF , HCl , HBr y HI ), que definió los ácidos en cuanto a su contenido de oxígeno , lo que en realidad el nombre de las palabras griegas que significan “ácido-ex” (del griego οξυς (oxys ) que significa “ácido” o “fuerte” y γεινομαι (geinomai) que significa “engendrar”). La definición de Lavoisier se llevó a cabo como verdad absoluta por más de 30 años, hasta que el artículo 1810 y siguientes conferencias a cargo de Sir Humphry Davy en la que demostró la falta de oxígeno en H 2 S , H 2 Te , y los ácidos hidrácidos . Sin embargo, Davy no logró desarrollar una nueva teoría, concluyendo que “la acidez no depende de ninguna sustancia elemental en particular, sino a disposición peculiar de varias sustancias”. [2] Una modificación notable de la teoría de oxígeno fue proporcionada por Berzelius , quien afirmó que los ácidos son los óxidos de los no metales mientras que las bases son los óxidos de los metales. de hidrógeno de la teoría de Liebig de ácidos

Esta definición fue propuesta por Justus von Liebig alrededor de 1838, [3] sobre la base de su extensa obra sobre la composición química de los ácidos orgánicos . Esto terminó el cambio doctrinal de los ácidos basados ​​en oxígeno a los ácidos a base de hidrógeno, iniciadas por Davy. Según Liebig, un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno en el que podría ser el hidrógeno sustituirá por un metal. [4] Liebig definición, mientras que completamente empírica, se mantuvo en uso durante casi 50 años hasta la adopción de la definición de Arrhenius. [5 ] ácido-base teorías comunes Arrhenius definición Svante Arrhenius

La definición de Arrhenius de la base de las reacciones ácido-es un desarrollo de la teoría de hidrógeno de los ácidos, ideado por Svante Arrhenius , que se utiliza para proporcionar una definición moderna de ácidos y bases que siguió de su trabajo con Friedrich Wilhelm Ostwald en el establecimiento de la presencia de iones en solución acuosa en 1884, y llevó a Arrhenius recibir el Premio Nobel de Química en 1903 por “el reconocimiento de los extraordinarios servicios prestados … al avance de la química por su teoría de la disociación electrolítica”. [6]

Según la definición de Arrhenius, reacciones ácido-base se caracterizan por los ácidos de Arrhenius, que se disocian en solución acuosa para formar iones de hidrógeno (H +), [6] y bases de Arrhenius, que forman hidróxido (OH -) iones. Más reciente IUPAC recomendaciones sugieren ahora el nuevo término “hidronio” [7] se utilizan en favor de la mayor aceptación término “oxonio” [8] para ilustrar los mecanismos de reacción, tales como los definidos en el Brønsted-Lowry y el sistema de definiciones solvente con mayor claridad, con la definición de Arrhenius que actúa como un general de esquema simple de base de carácter ácido. [6] La definición de Arrhenius puede ser resumido como “ácidos de Arrhenius formar iones de hidrógeno en solución acuosa con las bases de Arrhenius formando iones hidróxido.”

El acuosa de ácido-base de una definición universal del concepto de Arrhenius se describe como la formación de agua e hidróxido de iones de hidrógeno, o iones de hidrógeno y los iones hidróxido de la disociación de un ácido y una base en disolución acuosa:

H + (aq) + OH - (aq) está en equilibrio con H 2 O

(En los tiempos modernos, el uso de H + es considerado como una abreviatura de H 3 O + , ya que ahora se sabe que el desnudo de protones H + no existe como especie libre en la solución.) [ cita requerida ]

Esto lleva a la definición que en la base de Arrhenius reacciones ácido, una sal y el agua se forma a partir de la reacción entre un ácido y una base. [6] En otras palabras, se trata de una reacción de neutralización .

acido + base + - → sal + agua los iones positivos a partir de una base forma una sal con el ion negativo de un ácido. Por ejemplo, dos moles de la base de hidróxido de sodio (NaOH) se puede combinar con un mol de ácido sulfúrico (H 2 SO 4) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio .

2 NaOH + H 2 SO 4 → 2 H 2 O + Na 2 SO 4

Las definiciones de Arrhenius de la acidez y la alcalinidad se limitan a las soluciones acuosas , y se refieren a la concentración de los iones del disolvente. Bajo esta definición, puro H 2 SO 4 o HCl disuelto en tolueno no son ácidos, y KOH fundido y soluciones de la amida de sodio en amoniaco líquido no son alcalinas. Solvente definición del sistema

Una de las limitaciones de la definición de Arrhenius fue su dependencia de las soluciones de agua. Edward C. Franklin estudió la base de las reacciones de ácido en amoniaco líquido en 1905, y señaló las similitudes con la teoría de Arrhenius base de agua, y Albert PARA Germann, trabajando con el líquido COCl 2, la definición de Arrhenius generalizado para cubrir apróticos y formuló la solvencia del sistema la teoría en 1925. [9]

Germann señaló que en muchos solventes existe una cierta concentración de una especie positiva, solvonium (lyonium anterior) cationes y especies negativas, solvato (antes lyate) aniones, en equilibrio con las moléculas del disolvente neutro. Por ejemplo, el agua y amoniaco someterse a tal disociación en hidronio e hidróxido y de amonio y amida , respectivamente:

2 H 2 O está en equilibrio con H 3 O + + OH -

2 NH 3 está en equilibrio con NH +

NH 4 + -

    2 

Algunos sistemas aprótico también se someten a la disociación, tales como el tetróxido de dinitrógeno en nitrosonio y nitrato , tricloruro de antimonio en dichloroantimonium y tetrachloroantimonate y fosgeno en chlorocarboxonium y cloruro .

N 2 O 4 está en equilibrio con NO + + NO -

    3 

2 SBCL 3 está en equilibrio con SBCL +

2 + SBCL -

    4 

COCl 2 está en equilibrio con COCl + + Cl -

Un soluto provocando un aumento en la concentración de los iones solvonium y una disminución de los iones solvato se define como un ácido y una causa a la inversa se define como una base. Así, en líquidos de amoníaco , KNH 2 (suministro de NH - 2) es una base fuerte, y NH 4 NO 3 (suministro de NH +

4) es un ácido fuerte. En el líquido de dióxido de azufre (SO 2), tionilo compuestos (el suministro de SO 2 +) se comportan como los ácidos, y los sulfitos (suministro de SO 2 -

3) se comportan como bases.

Las reacciones ácido-base no acuosa de amoniaco líquido son similares a las reacciones en el agua:

2 NaNH 2 (base) + Zn (NH 2) 2 ( anfifílicas amida) → Na 2 [Zn (NH 2) 4] 2 NH 4 I (ácido) + Zn (NH 2) 2 (amida anfifílicas) → [Zn (NH 3) 4)] I 2

El ácido nítrico puede ser una base de ácido sulfúrico líquido:

HNO 3 (base) + 2 H 2 SO 4 → NO +

    2 + H 3 O + + 2 HSO -
    4 

La fuerza única de esta definición se muestra en la descripción de las reacciones en disolventes apróticos, por ejemplo en el líquido N 2 O 4:

AgNO 3 (base) + NOCl (ácido) → N 2 O 4 (disolvente) + Ag Cl? (sal)

Desde la definición de solventes del sistema depende del disolvente, así como en el compuesto en sí, el mismo compuesto puede cambiar su papel en función de la elección del disolvente. Por lo tanto, HClO 4 es un ácido fuerte en agua, un ácido débil en ácido acético, y una base débil en ácido fluorosulfonic. Esto fue visto como una fortaleza y una debilidad, ya que algunas sustancias, como el SO 3 y NH 3 se sintieron a ser ácida o básica en su propio derecho. Por otro lado, la teoría de sistema solvente fue criticado por ser demasiado generales para ser útil, se estimó que había algo intrínsecamente ácida sobre el hidrógeno, los compuestos no se comparte por no solvonium sales. Hidrogenoides en él [2] Definición de Brønsted-Lowry Artículo principal: Brønsted-Lowry-base de la teoría ácido

La definición de Brønsted-Lowry, formulado en 1923, de forma independiente por Johannes Nicolaus Brønsted en Dinamarca y Martin Lowry en Inglaterra, se basa en la idea de protonación de las bases a través de la de-protonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos para “donar “Los iones de hidrógeno (H +) o protones a las bases, que “aceptar” ellos “. [10] A diferencia de las definiciones anteriores, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de la sal y el disolvente, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas, producido por la transferencia de un protón del ácido a la base. [6] [10] En este enfoque, los ácidos y las bases son fundamentalmente diferentes en el comportamiento de las sales, que son vistos como electrolitos, con sujeción a las teorías de Debye , Onsager , entre otros. Un ácido y una base reaccionan para no producir una sal y un disolvente, pero para formar un nuevo ácido y una base nueva. El concepto de neutralización es por lo tanto ausente. [2]

De acuerdo con la definición de Brønsted-Lowry, un ácido es un compuesto que puede donar un protón, y una base es un compuesto que puede recibir un protón. Una base de reacción ácida es, por tanto, la eliminación de un ion de hidrógeno a partir del ácido y su adición a la base. [11] Esto no se refiere a la eliminación de un protón del núcleo de un átomo, que requieren niveles de la energía no se pueden realizar a través de la disociación de los ácidos simples, pero a la eliminación de un ion de hidrógeno (H +).

La eliminación de un protón (iones hidrógeno) de un ácido produce su base conjugada, que es el ácido con un ion de hidrógeno eliminado, y la recepción de un protón por una base produce su ácido conjugado, que es la base con un ion de hidrógeno añadido .

Por ejemplo, la eliminación de H + a partir de ácido clorhídrico (HCl) produce los iones de cloruro (Cl -), la base conjugada del ácido:

HCl → H + + Cl -

La adición de H + a la de iones hidróxido (OH -), una base, produce agua (H 2 O), su ácido conjugado:

H + + OH - H 2 O →

A pesar de Brønsted-Lowry comportamiento ácido-base es formalmente independiente de cualquier disolvente, que comprende las definiciones de Arrhenius y solvente sistema de una manera no ejecutadas. Por ejemplo, la protonación de amoníaco , una base, da ion amonio , el ácido conjugado:

H + + NH 3 → NH +

    4 

La reacción de amoniaco, una base, con ácido acético en ausencia de agua puede ser descrita para dar cationes de amonio, un ácido, y el anión acetato, una base de:

CH 3 COOH + NH 3 → NH + 4 + CH 3 COO -

Esta definición también explica la disociación del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido:

H 2 O + H 2 O está en equilibrio con H 3 O + + OH -

El agua, siendo anfóteros , puede actuar como un ácido y una base, aquí, una molécula de agua actúa como un ácido, la donación de un ion H + y la formación de la base conjugada, OH -, y una segunda molécula de agua actúa como base , aceptando el ion H + y que forman el ácido conjugado, H 3 O +.

la disociación del ácido y la hidrólisis ácida se observa que son fenómenos totalmente similares:

HCl (ácido) + H 2 O (base) está en equilibrio con H 3 O + (ácido) + Cl - (base)

NH +

4 (ácido) + H 2 O (base) está en equilibrio con H 3 O + (ácido) + NH 3 (base)

como son la disociación y la hidrólisis básica de base:

NH 3 (base) + H 2 O (ácido) está en equilibrio con NH + 4 (ácido) + OH - (base) CH 3 COO - (base) + H 2 O (ácido) está en equilibrio con CH 3 COOH (ácido) + OH - (base)

Bronsted-Lowry-3d-explicación-diagram.png

Por lo tanto, la fórmula general para las reacciones ácido-base de acuerdo a la definición de Brønsted-Lowry es:

AH + B → BH + + A -

donde AH representa el ácido, B representa la base, BH + representa el ácido conjugado de B, y A - representa la base conjugada de AH.

A pesar de Brønsted-Lowry llama de hidrógeno-que contienen sustancias como los ácidos HCl, KOH y KNH 2 no son bases, pero las sales que contiene el OH bases - y NH - 2. Además, algunas sustancias, que muchos químicos considerados como ácidos, como el SO 3 o BCl.sub.3, están excluidas de esta clasificación debido a la falta de hidrógeno. Gilbert Lewis escribió en 1938, “Para restringir el grupo de los ácidos de las sustancias que contienen hidrógeno interfiere con la misma seriedad con la comprensión sistemática de la química al igual que la restricción del agente oxidante plazo a las sustancias que contienen oxígeno.” [2] Lewis definición Más información: ácidos y bases de Lewis

El requisito de hidrógeno de Arrhenius y de Brønsted-Lowry fue quitado por la definición de Lewis de la base de las reacciones ácido-, ideado por Gilbert N. Lewis en 1923, [12] en el mismo año de Brønsted-Lowry, pero no fue elaborado por él hasta 1938. [2] En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones u otras sustancias en condiciones de servidumbre, la definición de Lewis define una base (en adelante, una base de Lewis) es un compuesto que puede donar un par de electrones , y un ácido ( un ácido de Lewis) es un compuesto que puede recibir este par de electrones. [13]

En este sistema, un ácido no intercambia átomos con una base, pero se combina con ella. Por ejemplo, considere esta reacción clásica acuosa de ácido-base:

HCl (aq) + NaOH (aq) → H 2 O (l) + Na Cl? (aq)

La definición de Lewis no considera que esta reacción como la formación de la sal y el agua o la transferencia de H + de clorhidrato de OH -. En su lugar, se refiere al ácido para ser el mismo de iones H +, y la base para ser el ion OH -, que tiene un par de electrones no compartidos. Por lo tanto, la base de reacción ácida aquí, de acuerdo con la definición de Lewis, es la donación de los pares de electrones de OH - a los iones H +. Esto forma un enlace covalente entre H + y OH -, lo que produce agua (H 2 O).

Al tratar las reacciones ácido-base en términos de pares de electrones en lugar de determinadas sustancias, la definición de Lewis se puede aplicar a las reacciones que no están comprendidos en otras definiciones de las reacciones ácido-base. Por ejemplo, una de plata de cationes se comporta como un ácido con respecto al amoniaco , que se comporta como una base, en la siguiente reacción:

Ag + + 2: NH 3 → [H 3 N: Ag: NH 3] +

El resultado de esta reacción es la formación de amoníaco y plata aducción .

En las reacciones entre ácidos de Lewis y bases , no es la formación de un aducto [13] , cuando el más alto de orbitales moleculares ocupados ( HOMO ) de una molécula, como el NH 3 con solo par de electrones disponibles (s) dona pares solitarios de electrones a la deficiencia de molécula, el más bajo de electrones orbitales moleculares desocupadas ( LUMO ) a través de una ordenada enlace covalente-co , como una reacción, el HOMO actúa como molécula de interacción, una base, y el LUMO actúa como molécula de interacción-un ácido. en [13] En altamente -moléculas polares, tales como el trifluoruro de boro (BF 3), [13], el más electronegativo elemento tira de electrones hacia su propia orbitales, proporcionando una carga positiva más en el elemento menos electronegativo, y una diferencia en su estructura electrónica debido a la axial o ecuatorial posiciones orbitales de los electrones, causando efectos repulsivos de par libre - par de vinculación (Lp-Bp) las interacciones entre los átomos enlazados en exceso de los previstos por el par de la unión - (par-Bp Bp) interacciones. adhesión [13] Aductores de la participación de metal iones se denominan compuestos co-ordenación. [13] ácido base de las teorías-Los demás Usanovich definición

Al mismo tiempo con Lewis, un Soviética químico Mikhail Usanovich desde Tashkent, desarrolló una teoría general de que no limita la acidez de hidrógeno que contienen los compuestos, pero su enfoque, publicado en 1938, fue aún más general que la teoría de Lewis. [2] La teoría de Usanovich puede resumirse como la definición de un ácido como cualquier cosa que acepta las especies negativo o dona los positivos, y una base como a la inversa. Esto llevó el concepto de la base de las reacciones ácido-hasta sus límites lógicos, e incluso redefinir el concepto de redox (oxidación-reducción) como un caso especial de la base de las reacciones ácido-, y así no se amplia difusión, a pesar de ser más fácil de entender que teoría de Lewis, que requiere conocimiento detallado de la estructura atómica. Algunos ejemplos de Usanovich reacciones ácido-base son:

Na 2 O (base) + SO 3 (ácido) → 2 Na + + SO 2 - 4 (Especies intercambiada: aniones O 2 -) 3 (NH 4) 2 S (base) + Sb 2 S 3 (ácido) → 6 NH + 4 + 2 SbS 2 - 4 (Especies intercambiada: anión S 2 -) Na (base) + Cl (ácido) → Na + + Cl - (especie de intercambio: de electrones)

Lux-Flood definición

Esta teoría ácido-base fue un renacimiento de la teoría de oxígeno de los ácidos y bases, propuesta por el químico alemán Hermann Lux [14] [15] en 1939, mejorada por Håkon inundaciones alrededor de 1947 [16] y se sigue utilizando en la moderna geoquímica y la electroquímica de sales fundidas . Esta definición describe un ácido como un ion óxido (O 2 -) aceptor y una base como un donante de óxido de iones. Por ejemplo: [17]

MgO (base) + CO 2 (ácido) → Mg CO 3? CaO (base) + Si O 2? (ácido) → Casio 3 NO - 3 (base) + S 2 O 2 - 7 (ácido) → NO + 2 + 2 SO 2 - 4

Pearson definición Artículo principal: teoría HSAB

En 1963 [18] Ralph Pearson propuso un concepto avanzado cualitativa conocida como ácido duro Base principio suave , más tarde hizo cuantitativa con la ayuda de Robert Parr en 1984. ‘Hard’ se aplica a las especies que son pequeños, tienen los estados de alta carga, y están débilmente polarizables. ‘Soft’ se aplica a las especies que son grandes, tienen los estados de baja carga y son fuertemente polarizada. Ácidos y bases de interactuar, y las interacciones más estables son duro-duro-blando y suave. Esta teoría ha encontrado uso en la química orgánica e inorgánica. Reacción ácido-álcali

Una reacción ácido-alcalino es un caso especial de una base de reacción ácida, donde la base utilizada es también un álcali . Cuando un ácido reacciona con un álcali que forma una sal de metal y agua. Reacciones ácido-alcalino son también un tipo de reacción de neutralización .

En general, las reacciones ácido-alcalino se puede simplificar a

OH - (aq) + H + (ac) → H 2 O

omitiendo iones espectadores .

Los ácidos son generalmente las sustancias puras que contienen iones de hidrógeno (H +) o hacer que se producen en las soluciones. El ácido clorhídrico (HCl) y ácido sulfúrico (H 2 SO 4) son ejemplos comunes. En el agua, estos se separan en iones:

HCl → H + (aq) + Cl - (aq) H 2 SO 4 → H + (aq) + HSO - 4 (aq)

Un álcali es una base, más precisamente una base que contiene un metal de la columna 1 o 2 de la tabla periódica (metales alcalinos o los metales alcalinos). Álcalis se puede definir como bases solubles, lo que significa que debe ser capaz de disolverse en el agua. Bases generalmente se definen como sustancias que contienen iones de hidróxido (OH -) o producir en una solución. Por lo tanto, también se puede hablar de las bases de hidróxido de que se disuelven en agua, por lo que estos también se álcalis. Algunos ejemplos, entonces, de álcalis sería hidróxido de sodio (NaOH), hidróxido de potasio (KOH), hidróxido de magnesio (Mg (OH) 2), y el hidróxido de calcio (Ca (OH) 2). Tenga en cuenta que hidróxidos sólo con un metal alcalino-columna-1 son muy solubles en agua; hidróxidos con un metal alcalino-columna-2 no son solubles. Algunas fuentes incluso dicen que el metal de la tierra hidróxidos alcalinos son insolubles.

Para producir iones de hidróxido en el agua, el álcali se rompe en iones de la siguiente manera:

NaOH → Na + (aq) + OH - (aq)

Sin embargo, álcalis también puede tener una definición más amplia que incluye carbonatos (CO 2 - 3) unida a una columna de un metal, un ion amonio (NH + 4), o una amina (NH x radical) como la de iones positivos. Ejemplos de bases que a continuación también incluyen Li 2 CO 3, Na 2 CO 3, y (NH 4) 2 CO 3.

Parece que hay información contradictoria sobre la base de las reacciones ácido-que las reacciones de neutralización. Algunas fuentes definen una reacción de neutralización como la reacción entre un ácido y una base que se produce una sal y agua. Sin embargo, en el libro de Química conceptos erróneos: prevención, diagnóstico y curación por el Sr. K. Tabor (2002), se señala que “término se suele reservar para la neutralización del ácido reacciones. Álcali-el” Por lo tanto esto no hace que el ácido-alcalino un tipo de neutralización reacción, pero el único tipo de reacción de neutralización.

Hay muchas aplicaciones de las reacciones de neutralización, que son reacciones ácido-alcalino. Un uso muy común es tabletas antiácido. Estos están diseñados para neutralizar el exceso de ácido estomacal (HCl), que puede ser la causa de molestias en el estómago o el esófago inferior. También en el tracto digestivo, reacciones de neutralización se utilizan cuando la comida se mueve desde el estómago a los intestinos. Para que los nutrientes sean absorbidos a través de la pared intestinal, un ambiente alcalino es necesario, por lo que el páncreas para que produzca un antiácido bicarbonato para causar esta transformación que se produzca. [19]

Otro uso común, aunque quizá no tan conocido, es en los abonos y control de pH del suelo. Cal apagada (hidróxido de calcio) o piedra caliza (carbonato de calcio) pueden ser trabajados en el suelo es demasiado ácido para el crecimiento vegetal. [20] Los fertilizantes que mejoran el crecimiento de las plantas se hacen al neutralizar el ácido sulfúrico (H 2 SO 4) o ácido nítrico (HNO 3) con el gas amoníaco (NH3), sulfato de amonio o nitrato de amonio hacer. Estas son las sales utilizadas en el abono. [21]

Industrial, un subproducto de la quema de carbón, el gas dióxido de azufre puede combinar con el vapor de agua en el aire para producir ácido sulfúrico con el tiempo, que cae como lluvia ácida. Para evitar que el dióxido de azufre de ser liberado, un dispositivo conocido como un depurador recoge el gas de las chimeneas. Este primer dispositivo de golpes carbonato de calcio en la cámara de combustión, donde se descompone en óxido de calcio (cal) y dióxido de carbono. Esta cal reacciona con el dióxido de azufre producido la formación de sulfito de calcio. Una suspensión de cal y luego se inyecta en la mezcla para producir una suspensión, que elimina el sulfito de calcio y los que queden de dióxido de azufre sin reaccionar.

Acid–base reaction. (2011, April 27). In Wikipedia, The Free Encyclopedia. Retrieved 19:43, May 1, 2011, from http://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Acid%E2%80%93base_reaction&oldid=426201301

Acido

La anterior definición (de ácido) corresponde a la formulada por Brönsted y Lowry en 1923 y generaliza la anterior teoría de ácidos y bases, de Arrhenius, de 1887. En la definición de Arrhenius un ácido es una sustancia que al disociarse produce iones hidrógeno en disolución acuosa. La teoría de Brönsted y Lowry de ácidos y bases también sirve para disoluciones no acuosas; las dos teorías son muy parecidas en la definición de ácido, pero esta última es mucho más general sobre las bases.

En 1923 Lewis amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque su teoría no tendría repercusión hasta años más tarde. Según la teoría de Lewis, un ácido es aquella sustancia que puede aceptar un par de electrones. De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la definición de Brönsted 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 Brönsted-Lowry son ácidos de Lewis.

Fuerza de ácidos y bases

HAc <=> H+ + Ac - (en disolución acuosa)

En este caso (HAc equivale a ácido acético) la doble flecha indica el equilibrio. En relación al pH para estos ácidos se generan valores entre 4 y 7 para disoluciones con las mismas concentraciones que en el caso anterior.

Formación de ácidos

Al reaccionar un no metal con el hidrógeno se forma un hidrácido.

Ejemplo: Cloro + Hidrógeno = Ácido Clorhídrico

Cl2 + H2 = 2HCl

Al reaccionar un óxido ácido con agua se forma un oxácido.

Ejemplo: Trióxido de Azufre + Agua = Ácido Sulfúrico.

SO3 + H2O = H 2 SO 4?

Algunos ácidos

Fuente: Acidos y Bases


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