reacciones Ácido - base (qm20 - pdv 2013)
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2013
Reacciones Ácido - Base
QUÍMICA MENCIÓN
QM-20
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INTRODUCCIÓN
Las reacciones entre los ácidos y las bases se encuentran dentro de las más importantes en
química. A pesar del gran interés de las reacciones en medio acuoso (soluciones) por la vital
importancia en biología, es importante mencionar que este tipo de reacciones se produce en
muchos otros solventes de polaridad semejante o distinta a la del agua.
Desde hace mucho tiempo se conoce a un conjunto de compuestos que presentan propiedades
comunes y que es posible agruparlos bajo el nombre de ácidos o bases. A mediados de 1800
Michael Faraday descubrió que las soluciones acuosas de ácidos y bases eran capaces de conducir
la corriente eléctrica, lo que permitió comprender que éstas contenían iones libres.
Las experiencias realizadas y concluisiones obtenidas a lo largo del tiempo de investigación
permitieron establecer un conjunto de características comunes a ácidos y bases incluídas en las
distintas teorías que se detallan a continuación:
TEORÍAS ÁCIDO BASE
TEORÍA PROTÓNICA DE SVANTE ARRHENIUS
Arrhenius definió a los ácidos como aquellas sustancias que al disolverse
en agua liberan el ion H+ (protón). De manera similar las bases son
aquellas sustancias que en solución acuosa liberan al ion OH-
(hidroxilo).
Lo anterior, se toma como referencia considerando la reacción de
disociación del agua:
H2O H+ + OH-
Algunos ejemplos:
HBr(ac) H+(ac) + Br-
(ac)
ácido
KOH(ac) Na+ (ac) + OH- (ac)
Teorías Ácido Base
Arrhenius
H+ y OH-
Lowry-Brönsted
H+
Lewis
Electrones
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Base
De lo anterior, se infiere que cuando un ácido se mezcla con una base, los iones H+ del ácido
reaccionan con los iones OH- de la base, produciéndose una reacción de neutralización de cargas
eléctricas, que genera H2O y una sal. Por lo tanto:
ÁCIDO + BASE SAL + AGUA
Reparos a la teoría de Arrhenius
TEORÍA CONJUGADA DE LOWRY Y BRÖNSTED
De manera independiente Nicolaus Brönsted y
Thomas Martín Lowry plantearon en 1923 una
teoría que extiende la definición de ácidos y bases
a la transferencia protónica H+.
Según Brönsted y Lowry
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De acuerdo a lo anterior las reacciones ácido-base son reacciones de transferencia e intercambio protónico. Ejemplo:
HBr + H2O H3O+ + Br-
Ácido1 Base1 Ácido2 Base2 Como la reacción puede considerarse en equilibrio se encuentran reaccionando 2 ácidos y 2 bases, se habla técnicamente de par ácido-base conjugado. Para el ejemplo anterior debemos decir que:
El ión bromuro, Br-, producido en la reacción, es la base conjugada del ácido bromhídrico, HBr. El ión hidrónio, H3O
+ es el ácido conjugado de la molécula de agua. Si un ácido tiene gran tendencia a ceder un protón, el proceso inverso se dará en menor medida, vale decir, la base conjugada respectiva será un mal aceptor de iones H+. En general:
“cuanto más fuerte sea un ácido (o base), más débil tendrá que ser su base (o ácido) conjugada”
El equilibrio de la reacción ácido-base se desplazará siempre en el sentido de la formación del ácido o base más débil.
Importancia de la teoría de ácido-base conjugada
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TEORÍA ELECTRÓNICA DE GILBERT LEWIS
Gilbert Lewis, uno de los físico-químicos más prominentes de los
comienzos del siglo XX, fue el primero en definir ácidos y bases
dirigiendo la atención sobre la idea de que las bases donan pares de
electrones que comparten con los protones donados por los ácidos.
Así, un ácido puede definirse como una sustancia que acepta pares de
electrones y una base, como una sustancia que tiene pares de
electrones disponibles, en otras palabras un ácido es deficiente en
electrones y una base presenta exceso de electrones.
Un ejemplo:
En la reacción anterior, el NH3 presenta un par de electrones sin enlazar y que puede compartir,
por lo tanto, se comporta como una base (se dice que una base de Lewis es una especie
nucleófila), el BF3 en tanto, es capaz de aceptar esos electrones de modo que se comporta como
un ácido (es un electrófilo). Las especies con déficit de electrones, como el trifloruro de boro,
BF3, tricloruro de Aluminio, AlCl3 y cloruro de cinc, ZnCl2, son llamadas ácidos de Lewis para
distinguirlas de los ácidos donadores de protones de Lowry-Brönsted.
RESUMEN DE LAS TEORÍAS ÁCIDO - BASE
1. Definiciones:
Arrhenius Lowry-Brönsted Lewis
Ácido Libera H+
HCl; HNO3
Libera H+
H3PO4
Acepta electrones
ZnCl2; AlCl3
Base Libera OH-
KOH; Mg(OH)2
Acepta H+
NH3
Cede electrones
F-; PH3
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2. Ácidos:
3. Bases:
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FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
Si un ácido tiene mayor tendencia a donar protones que otro, se dice que es más fuerte y si una
base presenta mayor tendencia a aceptar protones que otra, se dice que es una base más fuerte.
La fuerza de un ácido o una base mide su capacidad para disociarse y formar iones,
(comportamiento de electrolito).
Recordemos, además, que existen tanto elctrolitos débiles como fuertes. Los Electrolitos fuertes
son aquellos que están completamente o casi completamente disociados; electrolitos débiles son
aquellos que están disociados sólo parcialmente.
Reconocimiento de ácidos y bases fuertes y débiles
En términos de ácidos y bases, es tanta la cantidad de compuestos que a veces se hace difícil
reconocer cuando son fuertes y cuando son débiles, aquí hay una manera simple reconocer a unos
y otros.
Considerando el concepto anterior de fuerza ácida y básica sería posible construir una escala de
acidez y basidad, en la cual las fuerzas de los ácidos y las fuerzas de las bases vendrían
expresadas en términos de las capacidades relativas de los compuestos, para donar o aceptar
protones.
ÁCIDOS FUERTES (sólo moléculas neutras)
Son fuertes HCl; HBr; HI.
El resto de los ácidos fuertes cumple la siguiente fórmula:
HaXOb, donde X es un no metal.
Serán fuertes aquellos donde b-a ≥ 2.
H2SO4 4-2 = 2, fuerte
HNO3 3-1 = 2, fuerte
BASES FUERTES
En general son fuertes los hidróxidos de metales del grupo I-A y II-A.
I-A LiOH; KOH; NaOH
II-A Mg(OH)2; Ca(OH)2
ÁCIDOS DÉBILES
Serán débiles cuando b-a ≤ 2.
Y todos aquellos que no tengan la fórmula HaXOb.
H3PO4 4-3 = 1, débil HCN = débil
BASES DÉBILES
Otros hidróxidos, y las bases de brönsted y Lewis.
NH3, HCO3-, bases orgánicas, aminas.
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LAS CONSTANTES DE ACIDEZ Y BASICIDAD: Ka Y Kb
Considere el siguiente esquema y la reacción respectiva:
HA H+ + A- la extensión de la disociación está determinada por Ka
Si HA es un ácido, su fuerza se mide por su capacidad de disociación (K). Si disocia por completo
el valor que toma K es tan alto que se indetermina. Si el valor de K es bajo (incluso menor que 1),
se indica que su fuerza ácida es pobre y que por lo tanto, se encontrará minoritariamente
disociado. De esta forma puede calcularse el porcentaje de disociación de un ácido o una base y
preliminarmente puede calcularse su valor de constante de acidez y basicidad. Para muchos
ácidos se encuentran definidos los valores de Ka (al igual que para las bases), considerando una
concentración estándar y condiciones termodinámicas fijas, se puede calcular no sólo el valor de K
sino que el porcentaje de protones en solución.
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CONSTANTES DE DISOCIACIÓN PARA LOS ÁCIDOS
NOMBRE
ÁCIDO
FÓRMULA
CONSTANTE DE DISOCIACIÓN A 25ºC
K1 K2 K3
Perclórico HClO4 Fuerte
Clorhídrico HCl Fuerte
Nítrico HNO3 Fuerte
Sulfúrico H2SO4 Fuerte 1,3 ∙ 10-2
Iodhídrico HI Fuerte
Sulfuroso H2SO3 1,7 ∙ 10-2 6,2 ∙10-8
Cloroso HClO2 1,1 ∙ 10-2
Ortofosforoso H3PO3 1,0 ∙ 10-2 2,6 ∙ 10-7
Ortofosfórico H3PO4 7,5 ∙ 10-3 6,2 ∙ 10-8 4,8 ∙10-13
Ciánico HCNO 1,2 ∙ 10-4
Acético CH3COOH 1,8 ∙ 10-5
Carbónico H2CO3 4,6 ∙ 10-7 4,4 ∙ 10-11
Sulfhídrico H2S 5,7 ∙ 10-8 1,2 ∙ 10-15
Cianhídrico HCN 2,1 ∙ 10-9
ÁCIDOS Y BASES FUERTES (Ka>>1, o infinito)
HA H+ + A- , reacción irreversible (no hay equilibrio), 100% de disociación.
Disocian por completo de modo que no se considera el estado de equilibrio químico.
Generan iones H+ y OH- respectivamente.
Presentan valores de constante muy altos.
Se comportan como electrolitos fuertes en solución acuosa.
ÁCIDOS Y BASES DÉBILES (Ka<<1)
HA H+ + A-, hay equilibrio (Ka distinto de 1), % disociación menor al 100%
Disocian parcialemente estableciendo la condición de equilibrio químico.
Generan iones H+ y OH- en baja cantidad.
Presentan valores de constante bajos o muy bajos.
Se comportan como electrolitos débiles en solución acuosa.
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DISOCIACIÓN DE COMPUESTOS POLARES
Muchas veces es necesario disociar compuestos (sales, ácidos y bases) para poder desarrollar un
ejercicio, tanto en pH como en soluciones o propiedades coligativas, aquí hay algunos ejemplos de
cómo hacerlo:
Compuestos con 2 tipos de átomos
HBr, primero hay que ver que es un ácido, por tanto libera H+ y dado que la molécula es neutra, al separarla debe mantener la carga total, así se separa en
H+ y Br- .
KCl, donde K es un metal grupo I, por tanto al disociarse que da K+ y por razones de carga, como en la anterior queda Cl- .
CaCl2, primero se separan siguiendo la estequiometría, Ca + 2Cl, luego se agrega la carga, dado que Ca es metal del grupo II queda Ca+2 y para mantener
la carga total cero cada cloro es negativo 2Cl-.
K2S queda 2K y S, al agregar las cargas que suman cero, 2K+ y S-2.
HS- queda H y S, al agregar las cargas deben sumar -1, así, H+ y S-2.
Compuestos con 3 o más tipos de átomos
HNO3 el hidrógeno sale solo y el resto junto, H y NO3, al agregar las cargas H+ y NO3
-.
Mg(OH)2 el metal sale solo y lo del paréntesis junto Mg y 2OH, con cargas Mg+2 y 2OH-.
Al2(SO4)3 de nuevo el metal solo y el paréntesis junto, 2Al y 3SO4, con cargas dado que el aluminio es metal del grupo III, 2Al+3 y 3SO4
-2.
H2PO4-, 2H y PO4, con las cargas queda 2H+ y PO4
-3, dado que las cargas suman -1.
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RECONOCIMIENTO DE ÁCIDOS Y BASES EN REACCIONES
Según Lowry y Brönsted, un ácido es una sustancia que dona protones y una base es una
sustancia que capta protones al reaccionar entre ellos se transforman en su opuesto, por lo cual
reciben el nombre de conjugados.
Algunos ejemplos: +4NH + H2O NH3 + H3O
+
ácido1 base2 base ácido
conjugada1 conjugado2
HCl + NH3 Cl- + NH4+
ácido1 base2 base ácido
conjugada1 conjugado2
CH3COOH + H2O CH3 COO- + H3O+
ácido1 base2 base ácido
conjugada1 conjugado2
CH3COOH + NH3 CH3 COO- + 4NH
ácido1 base 2 base ácido
conjugada1 conjugado2
Ciertas sustancias (como el agua) pueden comportarse como ácido o bases, según con qué
reaccionen, estos es, pueden por un lado donar protones o aceptarlos. Tales sustancias se
denominan ANFOLITOS.
H2CO3 H+ + HCO3- H+ + CO3
-2
ácido anfolito base
conjugada
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EL GRADO DE ACIDEZ DE UNA SUSTANCIA
CONCEPTO DE pH
El grado de acidez de una sustancia (su concentración dde protones) puede medirse considerando
una escala absoluta que se deriva a partir del análisis ácido base del agua. Esta sustancia neutra,
presenta una reacción de disociación que genera los iones que precisamente se estudian en el
comportamiento ácido – base de cualquier sustancia (H+ y OH-). El valor de la fuerza que permite
la disociación es bastante bajo (casi incalculable), de modo que para hacerlo tangible se opera con
una función matemática (logaritmo) que amplifica el valor 1·10-14.
De acuerdo con la reacción de disociación para el agua:
H2O H+ + OH- KW = 1∙10-14 = [H+]·[OH-]
Donde Kw es la constante de equilibrio del agua (constante de fuerza), H+ representa al ácido
mientras que OH- es la base obtenida. Si los valores para H+ y OH- son iguales se puede afirmar
que el sistema está totalmente neutralizado y que el producto tiene un valor igual a 1·10-14
(condición central en la gráfica).
Premisas importantes en el comportamiento ácido base de una sustancia:
•Una gran concentración de H+ determina que una solución sea ÁCIDA. 1
•Una gran concentración de OH- determina que una solución sea BÁSICA 2
•Si la concentración de H+ y la de OH- son iguales, entonces la solución es NEUTRA 3
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Siguiendo con el análisis de la ecuación de disociación para el agua podemos decir que la
expresión para la situación de equilibrio químico viene dada por:
KW = H+ ∙ OH- = 10-14
Por lo tanto, ya sea que se trate de una solución ácida, básica o neutra, SIEMPRE se
debe cumplir que:
H+ ∙ OH- = 10-14
Con la expresión anterior podremos hacer algunos calculos para determinar el grado de acidez de
algunas soluciones:
Ejemplo 1
Si H+ = 10-3 M, eso implica que +
Kw-OH =[H ]
= 3-
14-
10
10
Por lo tanto: OH- = 10-11 M
Comparando H+ = 10-3 M con OH- = 10-11M se puede concluir que se trata de una solución
ácida, ya que, H+ OH-
Ejemplo 2
Si H+ = 10-9 M, implica que OH- = 10-5
Como H+ OH- , se trata de una solución básica.
LA ESCALA DE pH
El operador p
En matemáticas un operador es un símbolo que indica que se debe llevar a cabo una operación sobre
un cierto número de operandos, por ejemplo:
el signo + equivale a sumar
el signo – equivale a restar
el signo x equivale a multiplicar
el signo p es aplicar –logaritmo
El operador p es usado para hacer que números muy pequeños se transformen en otros más
manejables, por ejemplo,
0,00001 al aplicarle – log(0,00001) queda como 5, un número más fácil de expresar. Cuando se
mide la acidez de una solución se mide, en otras palabras, la concentración de iones H+, estos
suelen tener concentración muy baja por eso se les aplica el operador p para hacer que esa
concentración sea más manejable, así nace el concepto de pH.
El pH se suele definir como el “logaritmo negativo de la concentración de ión hidrógeno”.
pH = -log H+
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Ejemplo 1
Si H+ = 0,001 = 10-3 M (solución ácida)
pH = -log 10-3
pH = 3 log 10 (como log 10 = 1)
pH = 3
Ejemplo 2
Si H+ = 0,000000001 = 10-9 (solución básica)
pH = -log 10-9
pH = 9 log 10
pH = 9
Ejemplo 3
Si H+ = 0,0000001 = 10-7 M (solución neutra)
pH = -log 10-7
pH = 7 log 10
pH = 7
Escala de pH
Al transformar las concentraciones de H+ en pH, se puede construir una
escala sencilla donde la acidez queda reflejada.
En esta escala el 7 representa al neutro, el 0 representa a los
compuestos más ácidos y el 14 a los compuestos más básicos.
Así tomando como punto de partida el centro de la escala 7 (neutro)
mientras más cerca del cero estén las soluciones medidas más ácidas
serán y también partiendo desde 7, mientras más cerca de 14 estén las
soluciones más básicas serán.
En la escala se pueden apreciar ejemplos de algunos compuestos de uso
común y sus respectivos pH, los alimentos en general son ácidos
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CÁLCULOS DE pH PARA ÁCIDOS Y BASES FUERTES
Como un ácido o base fuerte es un electrolito que está disociado 100% (o casi 100%) podemos
deducir la concentración de H+ o de OH-, conociendo la concentración del ácido o base fuerte.
Al analizar la constante de disociación del agua podemos encontrar una relación interesante,
KW = H+ ∙ OH- = 10-14 y al aplicar el operador p se transforma en,
pH + pOH = 14, con esto se pueden simplificar los cálculos ya que,
Ejemplo 1 Calcular el pH de una solución acuosa de HNO3 (ácido fuerte) 0,1 M.
La disociación para HNO3 es:
HNO3 H+ + -3NO
0,1 M 0,1 M
Como esta ocurre 100% los 0,1 M formarán 0,1 M de, H+ y 0,1 M de -3NO
Como H+ = 0,1 M = 10-1 M
pH = -log 10-1
pH = 1 (solución bastante ácida)
Ejemplo 2 Calcular el pH de una solución acuosa de NaOH (base fuerte) 10-3 M
Disociación: NaOH Na+ + OH-
Como OH- = 10-3 M, se puede deducir que pOH = -log OH- , pOH = -log 10-3 M, o sea 3 ya que
pH + pOH = 14
Por tanto: pH = 14 - 3
pH = 11 (solución básica, pues está entre 7 y 14)
10-3
M 10-3
M
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Ejemplo 3 Calcular el pH de una solución acuosa de Ba (OH)2 (base fuerte) 10-3 M.
Disociación: Ba (OH)2 Ba+2 + 2 OH-
10-3 M 2 ∙ 10-3 M
Como OH- = 2 ∙ 10-3 se puede calcular H+
H+ = KW = 10-14 = 5 ∙ 10-12 M
OH- 2 ∙ 10-3
Por lo tanto, pH = -log H+
pH = -log 5 ∙ 10-12
pH = 11,3 (solución básica)
Importante: Como corolario podemos decir que la fuerza de un ácido depende de su capacidad
para disociarse, mientras que su acidez depende la concentración de iones H+ que
posee, nunca confundir fuerza del ácido con acidez.
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN
ÁCIDO FUERTE - BASE FUERTE
Al mezclar un ácido fuerte con una base fuerte, estos
reaccionan en forma tal que ambos anulan sus
propiedades formando agua y una sal (compuesto
iónico).
La neutralización entre un ácido y base fuerte se
considera como la combinación de H+ (ácido) y el
OH- (base) para formar agua.
Ejemplo: HCl + NaOH NaCl + H2O
o bien H+ + OH- H2O (ecuación neta)
Si el número de moles de H+ entregados por el ácido
es igual al número de moles OH- entregados por la
base, se trata de una neutralización total que dará
como pH final 7 (punto de equivalencia) de ahí su
nombre (neutralización), se deduce entonces que la
sal formada es neutra.
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Ejemplo
¿Qué volumen de solución acuosa de Mg(OH)2 4 M habrá que agregar a 500 mL de una solución
de HNO3 2M para neutralizarla completamente?
La ecuación para neutralización es parecida a quella usada anteriormente en dilución, sólo que
ahora se igualan las cantidades de H+ y de OH-.
[H+] = [OH-]
Các · Vác · N°H+ = Cba · Vba · N°OH-
Desarrollo:
2 M · 500 mL · 1 = 4 M · X · 2
x = 2M · 500 mL
4M · 2
x = 125 mL
INDICADORES DE pH
En la actualidad el pH de una solución se mide de forma electrónica, a pesar de esto en la mayoría
de los laboratorios se sigue usando un trozo de papel impregnado con sustancias coloreadas que
cambian su color de acuerdo al pH en el que se encuentran. Estas sustancias coloreadas reciben el
nombre de indicadores de pH. En la tabla siguiente se muestran algunos de los indicadores más
usados con sus respectivos cambios de color.
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Cambios de color en los indicadores
El cambio de color en los indicadores se debe principalmente a un cambio estructural en el
compuesto, normalmente al cambiar de pH las moléculas que forman el indicador se transforman,
principalmente en iones, y estos absorben cierto tipo de luz con lo cual colorean la solución, la
transformación que sufren es reversible, así que al volver al pH inicial retoman su color original.
Fenolftaleína en medio ácido Fenolftaleína en medio básico
SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O BUFFER
Las soluciones buffer se preparan y tuilizan para mantener invariable el pH de una solución
estable frente a adiciones de grandes cantidades de ácido o base, en otras palabras. Se dice que
una sustancia buffer evita los cambios bruscos en el grado de acidez de una solución.
Para sintetizar una solución buffer, debe mezclarse un ácido con su base conjugada
(para el caso de un buffer ácido), o bien una base con su ácido conjugado (buffer
alcalino).
En términos generales, un buffer o tampón se confecciona entre la especie requerida (ácido o
base) y su respectiva contraparte conjugada.
Ejemplos:
H2S/HS- HNO2/NO2- NH3/NH4
+
buffer ácido buffer ácido buffer básico
Para apreciar mejor el funcionamiento de un buffer consideren el siguiente ejemplo,
Solución A : 100 mL de agua pura su pH es 7
Solución B : 100 mL de una mezcla de H2CO3/HCO3-, su pH es 6,37
Al agregar 2 gotas de HCl concentrado a cada solución, pasa lo siguiente,
Solución A : el pH ahora es 1,92
Solución B : el pH ahora es 6,16
De acuerdo con lo anterior la solución buffer evita efectivamente los cambios bruscos de pH, de
hecho un buffer similar al del ejemplo se encarga de mantener el pH de nuestra sangre, mientras
que intracelularmente son los derivados del ácido fosfórico (H3PO4) los que lo hacen.
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GLOSARIO
Anfolito: Sustancia capaz de comportarse como ácido o base según sea la reacción.
Buffer: Mezcla de compuestos (ácido/base conjugada) que forman una solución
capaz de evitar los cambios bruscos de pH.
Disociación: Capacidad de ciertas sustancias para generar en solución acuosa o en estado
fundido, especies con carga eléctrica (iones)
Indicador de pH: Sustancia cuyo color es susceptible a los cambios en la acidez del sistema en
que se encuentra, en general se trata de compuestos orgánicos que ganan o
pierden especies como H+ y OH-.
Ka y Kb: Constantes de acidez y basicidad. Expresión matemática que da cuenta de la
extensión de la disociación de un compuesto con características ácidas o
básicas.
Neutralización: Reacción entre un ácido y una base con el propósito de equilibrar (anular)
sus cargas eléctricas (en solución acuosa).
pH: Medida del grado de acidez de una sustancia o solución.
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CUADRO RESUMEN
DMTR-QM20
Se comportan
como
Explican los conceptos de
Teoría de Arrhenius Teoría de Bronsted-
Lowry Teoría de Lewis
Ácidos
Bases
Electrolitos
Fuertes
Débiles
Disociación completa
100%
Disociación
parcial o nula
pH>7
pH<7