Comparación de ácidos y bases según las teorías de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis.
| Teoría | Ácido | Base | Ejemplo |
|---|---|---|---|
| Arrhenius | Sustancia que produce iones de hidrógeno (H+) en solución acuosa. | Sustancia que produce iones hidroxilo (OH-) en solución acuosa. | HCl → H+ + Cl- NaOH → Na+ + OH- |
| Bronsted-Lowry | Sustancia que dona un protón (H+). | Sustancia que acepta un protón (H+). | NH3 + H2O → NH4+ + OH- HCl + H2O → H3O+ + Cl- |
| Lewis | Sustancia que acepta un par de electrones. | Sustancia que dona un par de electrones. | AlCl3 + Cl- → AlCl4- NH3 + BF3 → NH3BF3 |
Este cuadro comparativo muestra las diferencias entre las tres teorías principales para definir ácidos y bases: Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis.
Según la teoría de Arrhenius, un ácido es una sustancia que produce iones H+ en solución acuosa, mientras que una base produce iones OH-. En la teoría de Bronsted-Lowry, un ácido es una sustancia que dona un protón, mientras que una base acepta un protón. Finalmente, según la teoría de Lewis, un ácido es una sustancia que acepta un par de electrones, mientras que una base dona un par de electrones.
Es importante destacar que el concepto de ácido y base puede variar dependiendo de la teoría utilizada para definirlos. Por eso, es necesario conocer las diferentes teorías y sus respectivas características para poder entender mejor los conceptos de ácidos y bases en química.
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