El documento describe las propiedades de los ácidos y las bases según las teorías de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Según Arrhenius, los ácidos producen iones hidronio y las bases producen iones hidroxilo en solución acuosa. La neutralización entre ácidos y bases forma sales y agua. Según Bronsted-Lowry y Lewis, las definiciones de ácidos y bases se amplían para incluir otras especies capaces de donar o aceptar protones o electrones.

1. PRPOPIEDADES DE LOS ÁCIDOS Y
LAS BASES
COLEGIO JORGE MANTILLA ORTEGA
PROFESOR: Lic. Vicente Sarango
Año: 2014
Quito- Ecuador

2. Arrhenius
Svante August
Arrhenius (1859-1927)
fue un químico suizo
que estudiaba en la
escuela para
graduados. Nació
cerca de Uppsala,
estudió en la
Universidad de
Uppsala y se doctoró
el año 1884

3. Diferencias entre ácidos y bases, según
Arrhenius
ACIDOS BASES
Tienen un sabor agrio si se diluyen los
suficiente para poderse probar.
Tienen un sabor amargo.
Producen iones hidrógeno (H+) en
solución acuosa
Producen iones hidroxilo (OH) en solución
acuosa.
Hacen que el papel tornasol cambie de
azul a rojo.
Hacen que el papel tornasol cambie de
rojo a azul.
Reaccionan con los metales activos como
el magnesio, zinc y hierro produciendo
hidrógeno gaseoso, H2 (g).
Reaccionan con lo ácidos formando agua
y sales.

4. Ácidos según Arrhenius
HCl(ac) H+ Cl-+

5. Bases según Arrhenius
NaOH(ac) Na+ (OH)-+

6. Neutralización entre bases y sales
• Cuando una base una sal se juntan
forman una sal y agua, esta reacción
se conoce como neutralización.

7. Neutralización entre bases y ácidos
HCl NaCl H2O++ NaOH
Ácidos
(ácido clorhídrico)
Bases
(hidróxido de
sodio)
Sal
(cloruro de
sodio)
Agua

8. Neutralización entre bases y sales
• En la actualidad se sabe que los iones de
hidrógeno no existen de forma simple
cuando están en una solución acuosa.
Cuando un átomo de hidrógeno pierde su
único electrón queda el núcleo con su único
protón, el cual es demasiado reactivo para
existir como un ion estable por lo que se
forman protones hidratados como H3 O(+)
los que se conoce como iones hidronio

9. ION HIDRONIO
OH
H
H
:
+

10. Diferencias entre ácidos y bases, según
Bronsted y Lowry
ACIDOS BASES
Un ácido es una sustancia donadora de
protones
Es una sustancia receptora de protones
En función de esta definición el agua es un compuesto que
puede actuar como ácido o como base por lo que el agua es una
sustancia anfiprótica las Sustancias anfipróticas son
aquellas que, dependiendo de su
entorno de reacción pueden actuar
como ácido o como base. El
ejemplo mas clásico es el ion
carbonato (HCO3-)

11. Ácidos y bases según Bronsted y
Lowry
HCl(ac) (H3O)+ Cl- (ac)(ac)++ H2O (l)
Ácido
Dona protones Bases
Recibe protones
+ +

12. Según Bronsted y Lowry
• Se incluyen otras especies que tienen la
capacidad de donar o aceptar un protón.
NH3 (ac) (NH4)+
OH- (ac)(ac)++ H2O (l)
Base
recibe protones Ácido
dona protones
+ +

13. Ácidos y bases: Bronsted y Lowry
Las definiciones de ácidos y bases según Bronsted y
Lowry se basan en una reacción en donde la
sustancia que dona un protón es un ácido y aquella
que recibe es una base.
Esto da origen a que un ácido genere una base, la
cual es un ácido sin su protón, y de la misma
manera una base al recibir un protón genere una
sustancia que tendrá la capacidad de donar un
protón actuando como ácido. Estas parejas se
denominan pares conjugados acido-bases.

14. HCl(ac) (H3O)+ Cl- (ac)(ac)++ H2O (l)
Ácido
Dona protones
Bases
Recibe protones
+ +
Ácido puede
donar protones
Bases
Recibe protones
Par ácido base conjugado
Par ácido base conjugado

15. Ácidos y bases: Bronsted y Lowry
Desde el punto de vista de la Física, los ácidos al
donar protones se quedan con iones negativos y
las bases al recibir protones se quedan con iones
positivos.

16. Ácidos y bases según Lewis
ACIDOS BASES
Un ácido es una sustancia capaz de
aceptar y compartir un par de electrones
Es una sustancia capaz de donar y
compartir electrones
En el ejemplo puedes observar como el amoniaco (NH3) que actúa como base
dona el par de electrones solitarios del nitrógeno al trifluoruro de de boro (BF3)
el cual al aceptar el par de electrones actúa como ácido
B
Ácido
+
H
H
H
Base

17. TIPOS DE ÁCIDOS
1.- Dependiendo del número de iones de hidronio
(H3O)+ que un ácido puede donar, los ácidos pueden
ser:
Monopróticos
Dipróticos
Polipróticos
2.- Dependiendo de su capacidad de ionización:
Fuertes
Débiles

18. Ejemplos de ácidos
MONOPRÓTICOS DIPRÓTICOS POLIPRÓTICOS
Tienen un átomo
de H en su
estructura
molecular
Tienen dos átomos
de H en su
estructura
molecular
Tienen tres o más
átomos de H en su
estructura
molecular
Ácido clorhídrico
HCl
Ácido nítrico HNO3
Ácido sulfúrico
H2SO4
Ácido Carbónico
H2CO3
Ácido fosfórico
H3PO4

19. Ácidos: fuertes y débiles
La capacidad de ionizarse tanto ácidos como
bases, determina si son fuertes o débiles
Ácidos fuertes: se ionizan totalmente en agua,
es decir donan todos sus protones.
Ácidos Débiles: se ionizan parcialmente o en
una proporción baja. Este proceso da origen a
una reacción de equilibrio, que se reconoce por
la presencia de una doble flecha. En la ecuación
química de formación.

20. Ejemplos de ácidos fuertes
HCl(ac) H+ Cl-+
El ácido clorhídrico es un ácido fuerte, cuando se
encuentra disuelto en agua se ioniza totalmente
obteniendo iones hidronio y iones cloruro

21. Ejemplos de ácidos débiles
CH3COOH (ac) H+ (CH3COO)-
+
El ácido etanoico es un ácido débil, cuando está disuelto en
agua produce pocos iones hidronio y iones acetatos. Es una
reacción que se encuentra en equilibrio, sin embargo hay una
mayor proporción de ácido etanoico, lo cual indica la flecha

22. Ejemplos de ácidos fuertes
Acido clorhídrico HCl
Ácido Bromhidríco HBr
Ácido yodhídrico HI
Ácido sulfúrico H2SO4
Ácido nítrico HNO3
Ácido perclórico HClO4

23. Bases: fuertes y débiles
La capacidad de ionizarse tanto ácidos como
bases, determina si son fuertes o débiles
Bases fuertes: se ionizan casi totalmente en
agua, es decir producen iones hidroxilo (OH)-.
Ácidos Débiles: se ionizan parcialmente en agua

24. Bases: fuertes
Todas los hidróxidos que se forman con los metales del grupo 1
(familia 1. A) y los hidróxidos del Ca, Sr y Ba son fuertes. Como
podrás observar en el gráfico.
NaOH (ac) Na+ (ac) (OH)- (ac)+
Ion sodio
El hidróxido de sodio es una
base fuerte, que cuando está
disuelta en agua forma iones
de sodio y iones hidroxilo
Base
Ion hidroxilo

25. Bases: Débiles
El hidróxido de magnesio es una base débil, es poco soluble en
agua y se usa como principio activo de los medicamentos
antiácidos conocidos como leche magnesia. Debido a su escasa
ionización es muy seguro ingerirlo.
Mg(OH)2 (ac) Mg++ (ac) 2(OH)- (ac)+
Ion magnesio
Base
Dos iones
hidroxilo

26. Bases: Débiles
El amoniaco acuoso NH3 (ac) es una base débil se ioniza solo el
1 % y tiene un olor muy característico.
NH3 (NH4)+
(OH)-
+
Ion amonio
Base
ion hidroxilo
+ H2O

27. Reacciones de los ácidos
Los ácidos presentan algunas reacciones
características siguientes:
1.- Reacciones con metales que se encuentran
sobre el hidrógeno en la serie reactiva.
2.- Reacciones con carbonatos y bicarbonatos
3.- Reacción con los óxidos metálicos
4.- Reacciones con los sulfuros metálicos
5.- Reacciones con las bases

28. 1.- Reacciones con metales que se
encuentran sobre el hidrógeno en la serie
reactiva.
Zn(s) H2 (g) ZnCl2 (ac)+
Hidrógeno
gaseoso
Metal activo
Sal
+ 2HCl (ac)
Los ácidos reaccionan con metales activos, es decir con los metales
situados por encima del hidrógeno en la serie de actividad de los
metales (ver tabla).la reacción produce hidrógeno gaseoso y una
sal constituida por el catión metal y el anión del ácido.
Ácido

29. 1.- Reacciones con metales que se
encuentran sobre el hidrógeno en la
serie reactiva.
Este tipo de reacciones son muy utilizadas en
procesos de obtención y tratamiento de metales.
Así como, en la producción de aleaciones para
evitar reacciones de corrosión.

30. 2.- Reacciones con carbonatos y
bicarbonatos.
CaCO
3
CO2 (g) CaCl2 (ac)+
Dióxido de
carbono
Carbonato
Sal
+2HCl (ac)
Los ácidos en soluciones acuosas reaccionan con los carbonatos y
bicarbonatos desprendiendo CO2 gaseoso, formando una sal y
agua.
Ácido
+ H2O
Agua
Carbonatos

31. 3.- Reacciones con carbonatos y
bicarbonatos.
NaHCO3 CO2 (g) NaCl2 (ac)+
Dióxido de
carbono
Bicarbonato
Sal
+ HCl (ac)
Los ácidos en soluciones acuosas reaccionan con los carbonatos y
bicarbonatos desprendiendo CO2 gaseoso, formando una sal y
agua.
Ácido
+ H2O
Agua
Bicarbonatos

32. 4.- Reacciones con óxidos metálicos
2HCl (ac) CaCl2 (ac) +
Ácido
Sal
+ CaO (S)
Los ácidos en soluciones acuosas reaccionan con los óxidos
metálicos formando una sal y agua.
Óxido
H2O
Agua

33. 5.- Reacciones de lo ácidos con los sulfuros
metálicos
H2SO4 (ac) H2S (g) +
Ácido
Sulfuro de hidrógeno
+ FeS
Los ácidos en soluciones acuosas reaccionan con los sulfuros
metálicos produciendo sulfuro de hidrógeno gaseoso una sal.
Sulfuro
FeSO4
Sal

34. 5.- Reacciones de lo ácidos con los sulfuros
metálicos
El sulfuro metálico es un gas de olor a huevo
podrido, se encuentra de forma natural en el
petróleo, los gases provenientes de los volcanes y
en las aguas termales. También se produce por la
descomposición anaeróbica de restos orgánicos,
por lo que comúnmente se llaman gases de
alcantarilla

35. Reacciones de las bases
Las bases presentan algunas reacciones
características:
1.- Reacciones de bases fuertes con metales
anfóteros.
2.- Reacciones de las bases con sales de los metales
de transición
3.- Reacción de obtención de amoniaco a partir de
sales de amonio
4.- Reacciones hidróxidos anfóteros con ácidos y
bases

36. 1.- Reacciones de bases fuertes con
metales anfóteros
2Al (s) 2NaAl(OH)4 (ac)
Metal
anfótero
Hidróxido
+ 2NaOH (S)
Los metales anfóteros reaccionan con las bases fuertes y forman
hidrógeno gaseoso.
Bases fuertes
+ 3H2 (g)
Hidrógeno gaseoso
+ 6H2O

37. 2.- Reacciones de las bases con sales de los
metales de transición
3Ca(OH)2 2Cr(OH)3 (s)
Base
Hidróxido insoluble del metal
de transición
+ 2CrCl3
Cuando las bases reaccionan con sales de metales de transición
que se solubilizan en agua, generan como producto hidróxidos
insolubles del metal de transición y una sal soluble
Sal soluble del metal de transición
+ 3CaCl2 (ac)
Sal soluble

38. 3.- Reacción de obtención de amoniaco a
partir de sales de amonio
NH4Cl (s) NaCl (s)
Sal de
amonio
Sal
+ NaOH (ac)
Cuando los hidróxidos alcalinos se combinan con sales de amonio,
se desprende amoniaco en forma de gas , el cual es muy soluble en
agua.
Hidróxido
alcalino
NH3 (g)/(AC)
Amoniaco gaseoso
+ H2O (l) +

39. AUTOEVALUACIÓN

40. 1. Con base a las definiciones de Arrhenius
explica: el compuesto siguiente HNO3 libera
iones de H+, en solución, entonces es:
a) Es una sal
b) Es un ácido
c) Es una base

41. 2. Con base a las definiciones de Arrhenius
explica: el compuesto siguiente Ba(OH)2 libera
iones hidroxilo (OH)-, en solución, entonces es:
a) Es una sal
b) Es un ácido
c) Es una base
d) Ninguna

42. 3. Con base a las definiciones de Arrhenius explica: el
compuesto siguiente CaCl2 se forma durante la
neutralización del ácido clorhídrico HCl con el hidróxido
de calcio Ca(OH)2 entonces es:
a) Es un ácido
b) Es una sal
c) Es una base
d) Ninguna

43. 4. El propano C3H8 tiene átomos de hidrógeno unidos
al carbono con enlaces covalentes, entonces es:
a) Es un ácido
b) Es una sal
c) Es una base
d) Ninguna

44. 5. Indica la fórmula y clasifica como ácido fuerte o débil
y como ácido orgánico o inorgánico.
COMPUESTO FÓRMULA FUERZA RELATIVA
DEL ÁCIDO
ORGÁNICO O
INORGÁNICO
ÁCIDO ACÉTICO
ÁCIDO BÓRICO
ÁCIDO NÍTRICO
CH3COOH
H3BO3
HNO3
DÉBIL
DÉBIL
FUERTE
INORGÁNICO
INORGÁNICO
ORGÁNICO

45. 6. Por qué se puede ingerir Mg(OH)2 saturado (una
suspensión de Mg(OH)2 en agua como antiácido
llamado leche magnesia, que tiene una concentración
pequeña de iones (OH)- )
a) El hidróxido de Mg(OH)2 es muy soluble en agua
b) El hidróxido de Mg(OH)2 es poco soluble en agua
c) Es una sal
d) Ninguna

46. 7. Por qué el NaOH nunca se emplea como antiácido?,
esta sustancia provoca grandes quemaduras y daños a
los tejidos, (sus soluciones tienen concentraciones
grandes de iones (OH)- )
a) El hidróxido de Mg(OH)2 es muy soluble en agua
b) El hidróxido de Mg(OH)2 es poco soluble en agua
c) Es una sal
d) Ninguna

47. 8. En reacciones de los ácidos escribe una ecuación
química balanceada de: hidrógeno carbonato de sodio
con ácido acético CH3COOH (del vinagre)
NaHCO3 CH3COOH (ac) NaCH3COO (ac) H2O CO2+ + +

48. 9. Por qué algunas sustancias como el hidróxido de zinc
y aluminio se llaman anfóteras? Porque:
a) Reaccionan solo como ácidos
b) Reaccionan solo como bases
c) Reaccionan como bases y ácidos
d) Reaccionan como bases y sales

49. 10. Pares conjugados ácido-base
Con respecto a cada ácido o base, indica la base o ácido
conjugado que se solicita.
El agua actúa como ácido. ¿Cuál es su base conjugada? Si
pierde un protón.
a) La base conjugada es H+
b) La base conjugada es (OH)-
c) No tiene base conjugada.

50. 11. Pares conjugados ácido-base
Con respecto a cada ácido o base, indica la base o ácido
conjugado que se solicita.
El agua actúa como base. ¿Cuál es su ácido conjugado? Si
acepta un protón.
a) El ácido conjugado es H+
b) El ácido conjugado es H+
c) El ácido conjugado es (H3O)+
d) No tiene ácidos conjugados

51. 12. Pares conjugados ácido-base
Con respecto a cada ácido o base, indica la base o ácido
conjugado que se solicita.
El (HCO3)- actúa como ácido. ¿Cuál es su base conjugada? Si
dona un protón.
a) La base conjugada es (CO3)2-
b) La base conjugada es (CO2)2-
c) La base conjugada es (CO3)-
d) No tiene bases conjugadas

52. 13. Pares conjugados ácido-base
Con respecto a cada ácido o base, indica la base o ácido
conjugado que se solicita.
El (HCO3)- actúa como base. ¿Cuál es su ácido conjugado? Si
recibe un protón.
a) El ácido conjugado es (CO4)
-
b) El ácido conjugado es H2 CO3
c) El ácido conjugado es (CO3)-
d) No tiene bases conjugadas

53. 14. Pares conjugados ácido-base
Con respecto a cada ácido o base, indica la base o ácido
conjugado que se solicita.
El (HCO3)- y el H2O. ¿Cómo se comportan? Si recibe y pierden
a la vez un protones?.
a) Son anfipróticos
b) Son solo bases conjugadas
c) Son solo ácidos conjugados
d) No tiene bases conjugadas

54. 15. Qué teoría se acerca cuando una ácido recibe un
par de electrones y las bases donan par de electrones?.
La teoría es de:
a) Teoría de Arrhenius
b) Teoría de Lewis
c) Teoría de Bronsted y Lowry
d) Ninguna.

55. 16. Qué teoría se acerca cuando un ácido produce
iones de hidrógeno H+ y las bases producen iones
hidroxilo (OH)- ?. La teoría es de:
a) Teoría de Arrhenius
b) Teoría de Lewis
c) Teoría de Bronsted y Lowry
d) Ninguna.

56. 17. Qué teoría se acerca cuando un ácido dona
protones ion hidrógeno H+ y las bases recepta protones
iones ion hidrógeno H+ ?. La teoría es de:
a) Teoría de Arrhenius
b) Teoría de Lewis
c) Teoría de Bronsted y Lowry
d) Ninguna.

57. BIBLIOGRAFÍA
• Villalba, Ana, et. Al. (2013). Física y Química. Quito, Norma, p. 116-p. 124
• De la Fuente, José. (2000). Química General. Lima. San Marcos, p. 319-p.
324
• Garzón, Guillermo. (2000). Fundamentos de Química General. México,
McGRAW-HILL, p. 256-p. 283
• Ralph A. Burns. (2003). Fundamentos de Química. México, Pearson
Educación, p. 469-p.506
• Collantes, Rolando. (2001). Mil Problemas de Química. Lima, San Marcos,
p. 321-p. 345
• http://html.rincondelvago.com/acidos-y-bases_teorias-de-arrhenius-
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• www.profesorenlinea.com
• www.monografías.com
• www.wikimedia.com