Comparación entre las teorías de Arrhenius y Bronsted-Lowry sobre ácidos y bases.
| Teoría | Definición de ácido | Definición de base | Ejemplos |
|---|---|---|---|
| Teoría de Arrhenius | Sustancia que libera iones hidrógeno (H+) en solución acuosa. | Sustancia que libera iones hidroxilo (OH-) en solución acuosa. | Ácido clorhídrico (HCl) y hidróxido de sodio (NaOH). |
| Teoría de Bronsted-Lowry | Sustancia que dona protones (H+). | Sustancia que acepta protones (H+). | Ácido acético (CH3COOH) y amoníaco (NH3). |
La teoría de Arrhenius se enfoca en la liberación de iones hidrógeno y de iones hidroxilo en solución acuosa, mientras que la teoría de Bronsted-Lowry se enfoca en la donación y aceptación de protones. Aunque ambas teorías son aplicables en la química ácido-base, la teoría de Bronsted-Lowry es más amplia y puede explicar la acidez y la basicidad en medios no acuosos.
Es importante destacar que la teoría de Bronsted-Lowry también puede ser utilizada para explicar la acidez y la basicidad de moléculas que no contienen hidrógeno, como por ejemplo la molécula de amoníaco (NH3). En este caso, la molécula de amoníaco acepta un protón para formar el ión amonio (NH4+).
En resumen, la teoría de Arrhenius se enfoca en la liberación de iones hidrógeno y de iones hidroxilo en solución acuosa, mientras que la teoría de Bronsted-Lowry se enfoca en la donación y aceptación de protones en cualquier medio.
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