1. ION HIDRONIO

De acuerdo con la nomenclatura de iones de la IUPAC, este catión debe llamarse "oxonio". Hidroxonio también puede usarse para referirse a este catión sin ambigüedad. Una propuesta preliminar de la IUPAC consiste en llamar oxonio y oxidanio para referirse a compuestos en el ámbito orgánico e inorgánico respectivamente.

Hidronio es el catión que se forma en agua en presencia de cationes de hidrógeno H⁺. Estos cationes no se presentan libremente; son extremadamente reactivos y son solvatados inmediatamente por las moléculas de agua circundantes. Generalmente, se llama ácido a cualquier compuesto que sea fuente de estos cationes; de todas formas, como el agua puede comportarse como un ácido (y también como una base, a este comportamiento se le denomina anfotérico), el hidronio se presenta incluso en agua pura. La concentración de iones hidronio en agua pura es de C_H⁺ = 10^–7 M. Estos iones se forman, en agua pura sin otras especies ácidas o básicas, mediante la reacción de dos moléculas de agua, según:

2 H₂O → H₃O⁺ + OH^-

La constante de esta reacción es de K_w = 10^–14 (constante conocida como producto iónico del agua).

Los iones, tanto hidronio como hidroxilo resultantes de esta reacción tienen una vida media muy breve, con la concentración indicada anteriormente.

El hidronio es muy ácido; a 25 °C, su pK_a = –1,7. Es también la especie más ácida que puede existir en agua, asumiendo una cantidad suficiente de disolvente para darse la reacción. La acidez del hidronio es el estándar implícito a la hora de medir la acidez de otras especies: un ácido fuerte debe ser mejor dador de hidronios que el agua pura, de otra forma una gran proporción del ácido existirá en disolución en un estado de no-ionización, como es el caso de los llamados ácidos débiles. Frente a los hidronios procedentes de la autodisociación del agua, los procedentes de los ácidos fuertes tienen una vida media larga y su concentración es elevada, comparable a la del ácido que los ha formado.

El pH de una disolución es la medida de la concentración de los protones; como los protones reaccionan con el agua para dar iones hidronio, se puede considerar el pH como la concentración de esta última especie.

2. Oxhidrilo

En química soportes para consistir en la molécula oxígeno átomo y a hidrógeno el átomo conectó por a enlace covalente. La forma neutral es un oxhidrilo radical y el oxhidrilo anión se llama a hidróxido. Cuando el átomo de oxígeno se liga a una molécula más grande el grupo del oxhidrilo es a grupo funcional (HO¯ o ¯OH) .

El término grupo del oxhidrilo se utiliza describir grupo funcional - OH cuando es a sustituto en compuesto orgánico. Las moléculas orgánicas que contienen un grupo del oxhidrilo se conocen como alcoholes (el más simple de cuáles tienen el fórmula C_nH_2n+1–OH).

3. Definición de logaritmo

El logaritmo de un número, en una base dada, es el exponente al cual se debe elevar la base para obtener el número.

Siendo a la base, x el número e y el logarítmo.

Logaritmos decimales

Los logaritmos decimales o vulgares son los que tienen base 10. Se representan por log (x).

Logaritmos neperianos o logaritmos naturales

Los logaritmos naturales o logaritmos neperianos son los que tienen base e. Se representan por ln (x) o L(x).

Los logaritmos neperianios deben su nombre a su descubridor John Neper y fueron los primeros en ser utilizados.

Propiedades de los logaritmos

De la definición de logaritmo:

podemos deducir:

No existe el logaritmo de un número con base negativa.

No existe el logaritmo de un número negativo.

No existe el logaritmo de cero.

El logaritmo de 1 es cero.

El logaritmo en base a de a es uno.

log 10 = 1

ln e = 1

El logaritmo en base a de una potencia en base a es igual al exponente.

Teoría de Arrhenius.

Una reacción ácido-base o reacción de neutralización es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base. Existen varios conceptos que proporcionan definiciones alternativas para los mecanismos de reacción involucrados en estas reacciones, y su aplicación en problemas en disolución relacionados con ellas. A pesar de las diferencias en las definiciones, su importancia se pone de manifiesto como los diferentes métodos de análisis cuando se aplica a reacciones ácido-base de especies gaseosas o líquidas, o cuando el carácter ácido o básico puede ser algo menos evidente. El primero de estos conceptos científicos de ácidos y bases fue proporcionado por el químico francés Antoine Lavoisier, alrededor de 1776.

Definición de Arrhenius

Svante Arrhenius.

La definición de Arrhenius de las reacciones ácido-base es un concepto ácido-base más simplificado desarrollado por el químico sueco Svante Arrhenius, que fue utilizado para proporcionar una definición más moderna de las bases que siguió a su trabajo con Friedrich Wilhelm Ostwald en el que establecían la presencia de iones en solución acuosa en 1884, y que llevó a Arrhenius a recibir el Premio Nóbel de Química en 1903 como "reconocimiento de sus extraordinarios servicios... prestados al avance de la química por su teoría de la disociación electrolítica".^[5]

Tal como se definió en el momento del descubrimiento, las reacciones ácido-base se caracterizan por los ácidos de Arrhenius, que se disocian en solución acuosa formando iones hidrógeno (H⁺), reconocidos posteriormente como ión hidronio (H₃O⁺),^[5] y las bases de Arrhenius que forman aniones hidróxido (OH⁻). Más recientemente, las recomendaciones de la IUPAC sugieren ahora el término más nuevo de "oxonio" ,^[6] en lugar de el también aceptado y más antiguo de "hidronio"^[7] para ilustrar los mecanismos de reacción, tales como los definidos en las definiciones de Bronsted-Lowry y sistemas solventes, más claramente que con la definición de Arrhenius que actúa como un simple esquema general del carácter ácido-base.^[5] La definición de Arrhenius se puede resumir como "los ácidos de Arrhenius forman iones hidrógeno en solución acuosa, mientras que las bases de Arrhenius forman iones hidróxido".

La tradicional definición acuosa de ácido-base del concepto de Arrhenius se describe como la formación de agua a partir de iones hidrógeno e hidróxido, o bien como la formación de iones hidrógeno e hidróxido procedentes de la disociación de un ácido y una base en solución acuosa:

H⁺ (aq) + OH⁻ (aq) H₂O

(En los tiempos modernos, el uso de H⁺ se considera como una abreviatura de H₃O⁺, ya que actualmente se conoce que el protón aislado H⁺ no existe como especie libre en solución acuosa.)

Esto conduce a la definición de que, en las reacciones ácido-base de Arrhenius, se forma una sal y agua a partir de la reacción entre un ácido y una base.^[5] En otras palabras, es una reacción de neutralización.

ácido⁺ + base⁻ → sal + agua

Los iones positivos procedentes de una base forma una sal con los iones negativos procedentes de un ácido. Por ejemplo, dos moles de la base hidróxido de sodio (NaOH) pueden combinarse con un mol de ácido sulfúrico (H₂SO₄) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio.

2 NaOH + H₂SO₄ → 2 H₂O + Na₂SO₄

*   Acido. Es toda sustancia que en solución acuosa produce iones hidrógeno (protones).

*   Base. Sustancia que en solución acuosa produce iones OH (hidróxido). Y si se combina un ácido con una base, produce sal y agua.

1. Definición de Brönsted-Lowry

La definición de Brönsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos autores Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry en 1923, se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H⁺) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan".^[8] A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brönsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y agua, sino a la formación de ácidos conjugados y bases conjugadas, producidas por la transferencia de un protón del ácido a la base.^{[5] [8]}

En esta definición, un "ácido es un compuesto que puede donar un protón, y una base es un compuesto que puede recibir un protón". En consecuencia, una reacción ácido-base es la eliminación de un ion hidrógeno del ácido y su adición a la base.^[9] Esto no se refiere a la eliminación de un protón del núcleo de un átomo, lo que requeriría niveles de energía no alcanzables a través de la simple disociación de los ácidos, sino a la eliminación de un ion hidrógeno (H⁺).

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

Por ejemplo, la eliminación de H⁺ del ácido clorhídrico (HCl) produce el anión cloruro (Cl⁻), base conjugada del ácido::

HCl → H⁺ + Cl⁻

La adición de H⁺ al anión hidróxido (OH⁻), una base, produce agua (H₂O), su ácido conjugado:

H⁺ + OH⁻ → H₂O

Así, la definición de Brönsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que no hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base, para formar el catión amonio, su ácido conjugado:

H⁺ + NH₃ → NH₄⁺

Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción del amoníaco con el ácido acético:

CH₃COOH + NH₃ → NH₄⁺ + CH₃COO⁻

Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido:

2 H₂O H₃O⁺ + OH⁻

El agua, al ser anfótero, puede actuar como un ácido y como una base; aquí, una molécula de agua actúa como un ácido, donando un ión H⁺ y formando la base conjugada, OH⁻, y una segunda molécula de agua actúa como una base, aceptando el ion H⁺ y formando el ácido conjugado, H₃O⁺.

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Entonces, la fórmula general para las reacciones ácido-base, de acuerdo a la definición de Brönsted-Lowry, es:

AH + B → BH⁺ + A⁻

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

Teoría de Brönsted - Lowry.

Establecieron que en una reacción redox hay transferencia de protones (Teoría del intercambio protónico).

*   Ácido. Es un ion que cede un protón.

*   Base. Es un ion que acepta un protón.

Clasificación por su conductividad: fuertes y débiles.

*   Acido fuerte: Sustancia que en solución acuosa pierde fácilmente su protón.

*   Ácido débil: Sustancia que en solución acuosa pierde con dificultad su protón, no se disocia fácilmente.

*   Base fuerte: Aquella que en solución acuosa se disocia fácilmente.
  
*   Base débil: Aquella que en solución acuosa no se disocia fácilmente.

2. Definición de Lewis

Artículo principal: Ácidos y bases de Lewis

La definición de Lewis de las reacciones ácido-base, propuesta por Gilbert N. Lewis en 1923^[10] es además, una generalización que comprende la definición de Brönsted-Lowry y las definiciones de sistema solvente.^[11] En lugar de definir las reacciones ácido-base en términos de protones o de otras sustancias enlazadas, la propuesta de Lewis define a una base (conocida como base de Lewis) al compuesto que puede donar un par electrónico, y un ácido (un ácido de Lewis) como un compuesto que puede recibir dicho par electrónico.^[11]

Por ejemplo, si consideramos la clásica reacción acuosa ácido-base:

HCl (aq) + NaOH (aq) → H₂O (l) + NaCl (aq)

La definición de Lewis no considera esta reacción como la formación de una sal y agua o la transferencia de H⁺ del HCl al OH⁻. En su lugar, considera como ácido al propio ión H⁺, y como base al ión OH⁻, que tiene un par electrónico no compartido. En consecuencia, aquí la reacción ácido-base, de acuerdo con la definición de Lewis, es la donación del par electrónico del ión OH⁻ al ión H⁺. Esto forma un enlace covalente entre H⁺ y OH⁻, que produce agua (H₂O).

Al tratar las reacciones ácido-base en términos de pares de electrones en vez de sustancias específicas, la definición de Lewis se puede aplicar a reacciones que no entran dentro de ninguna de las otras definiciones de reacciones ácido-base. Por ejemplo, un catión plata se comporta como un ácido con respecto al amoníaco, que se comporta como una base, en la siguiente reacción:

Ag⁺ + 2 :NH₃ → [H₃N:Ag:NH₃]⁺

El resultado de esta reacción es la formación de un aducto de amoníaco-plata.

En reacciones entre ácidos de Lewis y bases de Lewis, ocurre la formación de un aducto^[11] cuando el orbital molecular ocupado más alto (HOMO) de una molécula, tal como el NH₃, con pares de electrones solitarios disponibles dona pares de electrones libres al orbital molecular más bajo no ocupado (LUMO) de una molécula deficiente en electrones, a través de un enlace covalente coordinado; en tal reacción, la molécula interactuante HOMO actúa como una base, y la molécula interactuante LUMO actúa como un ácido.^[11] En moléculas altamente polares, como el trifluoruro de boro (BF₃),^[11] el elemento más electronegativo atrae los electrones hacia sus propios orbitales, proporcionando una cierta carga positiva sobre el elemento menos electronegativo y una diferencia en su estructura electrónica debido a las posiciones de sus electrones en orbitales axiales o ecuatoriales, produciendo efectos repulsivos de las interacciones "par solitario-par enlazante" entre los átomos enlazados en exceso con aquellos provistos de interacciones par enlazante-par enlazante.^[11] Los aductos que involucran iones metálicos se conocen como compuestos de coordinación.^[11]

Teoría de Lewis.

*   Ácido. Sustancia que acepta un par de electrones y se llama electrófilo.

*   Base. Sustancia que cede un par de electrones y se llama nucleófilo

PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES

SOLUCIÓN	DISOLVENTE	SOLUTO	EJEMPLOS
Gaseosa	Gas	Gas	Aire
Liquida	Liquido	Liquido	Alcohol en agua
Liquida	Liquido	Gas	O2 en H2O
Liquida	Liquido	Sólido	NaCl en H2O

MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

a) Porcentaje peso a peso (% P/P):  indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
 

 

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución.
 

d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.

X_sto + X_ste = 1

 

e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO₃ , se necesitan para preparar 100 cm³  de solución 1M

Previamente sabemos que:

El peso molecular de  AgNO3  es:	170 g	=	masa de 1 mol AgNO3	y que
100 de H20 cm3	equivalen	a	100 ml. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1M  hay 1 mol de  AgNO₃ por cada Litro (1000 ml ) de H₂O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

 Se necesitan 17 g de AgNO₃ para preparar una solución 1 M

f) Molalidad (m):  Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5 g de ácido clorhídrico, HCl , y 1000 g de agua es una solución 1 molal (1 m)

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO₃ , se necesitan para preparar 100 cm³  de solución 1m?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de  AgNO3  es:	170 g	=	masa de 1 mol AgNO3	y que
100 de H20 cm3	equivalen	a	100 gr. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1m  hay 1 mol de  AgNO₃ por cada kg (1000 g ) de H₂O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

Se necesitan 17 g de AgNO₃ para preparar una solución 1 m, observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la molaridad y la molalidad del AgNO₃ es la misma

g) Normalidad (N):  Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución.

 

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO₃ , se necesitan para preparar 100 cm³  de solución 1N?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de  AgNO3  es:	170 g	=	masa de 1 mol AgNO3	y que
100 de H20 cm3	equivalen	a	100 gr. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1N  hay 1 mol de  AgNO₃ por cada kg (1000 g ) de H₂O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

El peso equivalente de un compuesto se calcula dividiendo el peso molecular del compuesto por su carga total positiva o negativa.
 

h) Formalidad (F): Es el cociente entre el número de pesos fórmula gramo (pfg) de soluto que hay por cada litro de solución. Peso fórmula gramo es sinónimo de peso molecular. La molaridad (M) y la formalidad (F) de una solución son numéricamente iguales, pero la unidad formalidad suele preferirse cuando el soluto no tiene un peso molecular definido, ejemplo: en los sólidos iónicos.