Objetivo del tema: Clasificar una disolución como ácida, básica o neutra aplicando las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, y calcular pH, pOH, [H₃O⁺] y [OH⁻] a partir de la constante de ionización del agua y de reacciones de neutralización.
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Ionización, disociación y las tres teorías

Antes de calcular pH hay que entender de dónde salen los iones. Los dos procesos se confunden todo el tiempo y el IPN los pregunta en formato de completamiento.

  • IONIZACIÓN: el compuesto es covalente polar y NO tiene iones antes de disolverse; el agua los crea al romper el enlace. Ejemplo: HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻.
  • DISOCIACIÓN: el compuesto ya es iónico y sus iones existían en la red cristalina; el agua sólo los separa e hidrata. Ejemplo: NaCl → Na⁺ + Cl⁻.

Sobre esa base se construyen las tres teorías. Cada una es más amplia que la anterior: todo ácido de Arrhenius lo es también de Brönsted-Lowry, y todo ácido de Brönsted-Lowry lo es de Lewis, pero no al revés.

TeoríaÁcido es…Base es…Ejemplo clave
ArrheniusLibera H⁺ en disolución acuosaLibera OH⁻ en disolución acuosaHCl → H⁺ + Cl⁻ ; NaOH → Na⁺ + OH⁻
Brönsted-LowryDona un protón (H⁺)Acepta un protón (H⁺)HCl + NH₃ → NH₄⁺ + Cl⁻ (sin agua)
LewisAcepta un par de electronesDona un par de electronesBF₃ + NH₃ → F₃B–NH₃
Pares conjugados (Brönsted-Lowry): un ácido y su base conjugada se diferencian en UN solo H⁺. HCl/Cl⁻, H₂O/OH⁻, H₃O⁺/H₂O, NH₄⁺/NH₃. Si el enunciado te da una especie y te pide su ácido conjugado, súmale un H⁺ y súbele una carga; para la base conjugada, quítale un H⁺ y bájale una carga.
El agua es anfótera (anfiprótica): frente a un ácido actúa como base y frente a una base actúa como ácido. Lo mismo le pasa al HCO₃⁻ y al HSO₄⁻. Si en el reactivo aparece el agua de los dos lados, fíjate en el producto: si aparece H₃O⁺, el agua actuó como base; si aparece OH⁻, actuó como ácido.

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