c u a r t o . a c ii d o

lunes, 16 de marzo de 2009

Aprendiendo de forma entretenida:
http:// ht tp://blog.educastur.es/eureka/2%C2%BA-bac-quim/acidos-y-bases/

Bibliografía:

Módulo Química IIIº

Guía Preuniversitario PDV Química común ácido- base

Integrantes:

Catalina Christoforou

Mº Soledad Ortiz

Rocio Salcedo

Valentina Wagenreld

domingo, 15 de marzo de 2009

Teoría de Bronsted – Lowry

En 1923 el químico danés Johannes Brönsted y Thomas Lowry establecieron que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida: NH3 + base Â NH 2- + base + H+

El concepto de ácido y base de Brönsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones.

En forma de ecuación química: Ácido (1) + Base (2) Â Ácido (2) + Base (1)

La reacción de Acido (1) con Base (2) se produce al transferir un protón del primero al segundo. Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, o sea, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil.

HCl + H2O -> H3O+ + Cl-

Acido + Base -> Acido conj + base conj.

NH3 + H2O -> NH4+ + OH-

Base + Acido -> Acido conj + Base conj.

Por ejemplo: HCl + H2O Â H3O+ + Cl-

El HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio, en este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl -, una base débil, y H3O +, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil.

Video:

Si deseas mayor información dirijete a esta pagina:
http://html.rincondelvago.com/acidos-y-bases_teorias-de-arrhenius-lowry-y-lewis.html

Intregantes:
-Juan Pablo Lobos
-Isao Hagiwara
-Esteban González

sábado, 14 de marzo de 2009

Teoría de Gilbert N. Lewis

G. N. Lewis, fue el primero en definir ácidos y bases centrándose en la idea del compartimiento de electrones.

Para que una sustancia sea un receptor de protones (una base de Bornwsted-Lowry), debe tener un par de electrones no compartido para enlazar el protón. Por ejemplo el NH3 actua como receptor de protones. Empleando estructuras de Lewis, la reaccion entre H+ Y NH3 se esribe como:

Lewis fue el primero en advertir este aspecto de las reacciones ácido-base, y propuso una definición que pone énfasis en el par de electrones compartidos: un ácido de Lewis es un receptor de un par de electrones , y una base de el mismo es un donador de un par de electrones. Todas las bases que hemos estudiado hasta ahora, ya sea OH-, H2O, una amina o un anión, son donadores de pares de electrones. Todo aquello que es una base en el sentido de Brönsted y Lowry (receptor de protones) también lo es en el sentido de Lewis (donador de pares de electrones). En la teoria de Lewis , sin embargo, una base puede donar su par de electrones a algo distinto de H+. La definición de Lewis por consiguiente, incrementa considerablemente el número de especies que se pueden considerar como ácidos; H+ es un ácido de Lewis, pero no el único. Por ejemplo, considerese una reaccion entre NH3 Y BF3, esta reacción se lleva a cabo porque el BF3 tiene un orbital vacio en su capa de valencia. En consecuencia, actúa como receptor de pares de electrones (acido de Lewis) hacia el NH3 que dona un par electronico.

Ejemplo : NH3 + H2O → NH4+ + OH-

REGLA DEL OCTETO

Lewis postula que cada átomo comparte electrones con átomos vecinos hasta alcanzar un total de ocho electrones en su capa de valencia. Exceptuando el átomo de hidrógeno, ya que solo puede llenar su capa de valencia con un máximo de dos electrones.

La regla del octeto sirve para construir las denominadas estructuras de Lewis, que son diagramas en los que mediante puntos o guiones se indican la distribución de electrones de valencia mostrando el TIPO DE ENLACE ***de una molécula

***
Pudiendo a la vez ser clasificados en :

Ver modelos interactivos:

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/ionico.htm

CONCLUSIÓN

La ventaja de la teoría de Lewis es que permite tratar una variedad más extensa de reacciones, inclusive en las cuáles no se manifiesta una transferencia de protones.Siendo esta explicación de enlace aplicable, hasta hoy en día, a muchas moléculas simples.

Integrantes:

Daniela Figueroa
Camila Muñoz
Florencia Rebolledo
Gabriela Zepeda

Bibliografía

Guía química preuniversitario P. de valdivia Año 2008