Teorías de ácidos y bases, Apuntes de Química Orgánica

¡Descarga Teorías de ácidos y bases y más Apuntes en PDF de Química Orgánica solo en Docsity! A El EQ 6 ALUMNOS Y NUM. DE CONTROL: CRUZ CRISÓSTOMO CARLOS DAVID - 19231115 FRANCISCO REYES ZIMRRY TAMAR - 20231223 HERNANDEZ RUFINO DEYSI YANETH - 20231008 REYES LOPEZ WENDY DEL CARMEN - 20230603 TORRES SOTO LUZ DEL CARMEN - 20230621 GRUPO: 3 CARRERA: ING. EN GESTION EMPRESARIAL MATERIA: FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ORGÁNICA MAESTRA: JESSICA PAOLA FONSECA MARTÍNEZ  1 Índice INTRODUCCIÓN……………………………………………………………………..2 TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASES…………………………………………………….3 CONCEPTO…………………………………………………………………………...4 DEFINICIÓN DE ARRHENIUS……………………………………………………...7 EJEMPLOS………………………………………………………………………….8 EJERCICIOS………………………………………………………………………..9 DEFINICIÓN DE BRONSTED-LOWRY…………………………………………..11 EJEMPLOS………………………………………………………………………..12 EJERCICIOS………………………………………………………………………13 DEFINICIÓN DE LEWIS……………………………………………………………15 EJEMPLOS………………………………………………………………………..17 EJERCICIOS………………………………………………………………………18 CONCLUSIÓN GENERAL………………………………………………………….20 CONCLUSIONES PERSONALES…………………………………………………20 BIBLIOGRAFÍA………………………………………………………………………24 4 CONCEPTO. ¿QUE ES UN ÁCIDO Y UNA BASE? Un ácido es una sustancia que es capaz de liberar iones de hidrógeno (H+) en una solución. Sin embargo, también se considera como un ácido una sustancia que puede recibir un par de electrones. En cuanto a la base, esta se considera como una sustancia capaz de disociar iones de hidróxido (OH-) en una solución. Además, también son consideradas aquellas sustancias capaces de donar un par electrones. Tanto ácidos como bases pueden ser identificados según su posición en la escala del pH. En el caso de los ácidos, estos tienen un valor inferior a 7, mientras que las bases (alcalinos) tienen uno superior a 7. Acido Base Definición Un ácido es una sustancia que es capaz de liberar iones de hidrógeno H+ en solución. Una base es una sustancia capaz de disociar iones de hidróxido OH- en una solución. Teoría de Arrhenius Es una sustancia que libera iones de hidrógeno H+ en solución acuosa Es una sustancia que disocia un anión hidróxido OH- en un medio acuoso. Teoría Brönsted- Lowry Son sustancias con la capacidad de donar o ceder protones (átomos de hidrógeno sin su electrón negativo: H+). Es una sustancia capaz de aceptar protones (H+) en disolución Teoría de Lewis Es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones. Es una sustancia que tiene la capacidad de donar o ceder electrones. Propiedades • Reaccionan con algunos metales. • Son conductores de corriente eléctrica. • Poseen sabor agrio (limón, por ejemplo). • Cambian el color del papel tornasol del azul al rojo. • Pueden destruir tejidos orgánicos. • Reaccionan con bases produciendo agua y sal • No reaccionan con los metales. • En disolución, conducen corriente eléctrica. • Poseen sabor amargo (jabonoso, como el cloro o lejía). • Cambian el color del papel tornasol del rojo al azul. • En disolución, son deslizantes al tacto. • Reaccionan con los ácidos, produciendo agua y sal Nivel de pH Inferior a 7. Superior a 7. Ejemplos • Limones, naranjas y tomates. • Vinagre y vino. • Leche de magnesia. • Pasta dentífrica. • Lejía, jabón y otros detergentes. • Bicarbonato de sodio 5 ¿QUÉ ES UN ÁCIDO? Un ácido es una sustancia capaz de liberar iones de hidrógeno en una solución. Además, también se considera como ácido un compuesto que puede recibir un par de electrones. La palabra "ácido" proviene del latín acidus, que significa ‘agrio’ o ‘afilado’, y se refiere al sabor desagradable de ciertas sustancias (por ejemplo, el vinagre). ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES Los ácidos se pueden considerar fuertes o débiles según como se disocien en un medio acuoso, es decir, según la cantidad de iones de hidrógeno que liberan en una solución. Un ácido es fuerte cuando se ioniza fácilmente, es decir, la gran mayoría de sus iones de hidrógeno o protones son cedidos en solución. Estos ácidos son altamente corrosivos y buenos conductores eléctricos. Ejemplos de ácidos fuertes son el ácido sulfúrico H2SO4, el ácido bromhídrico (HBr) y el ácido clorhídrico (HCl). En contraposición, los ácidos débiles son aquellos que no liberan una gran cantidad de iones de hidrógeno y son menos corrosivos que los ácidos fuertes. Ejemplos de ácidos débiles son el ácido carbónico (H2CO3) y el ácido acetilsalicílico (C9H8O4). Características de los ácidos • Son altamente solubles en agua. • Reaccionan con algunos metales. • Funcionan como conductores de corriente eléctrica. • Poseen sabor agrio (limón, por ejemplo). • Cambian el color del papel tornasol del azul al rojo. • Pueden destruir tejidos orgánicos. • Reaccionan con bases, produciendo agua y sal. • Las reacciones ácido-base son exotérmicas (liberan calor). 6 ¿QUÉ ES UNA BASE? Una base es una sustancia capaz de disociar iones de hidróxido en una solución, contando con un pH superior a 7. También se considera como base una sustancia capaz de donar un par de electrones, e incluye todas las soluciones alcalinas. La palabra "base" proviene del griego basis y significa ‘ir ‘o ‘caminar’, mientras que "alcalina" proviene del latín alkali, que a su vez proviene del árabe Al- Qali, y significa ‘cenizas’, particularmente aquellas provenientes de la madera quemada. BASES FUERTES Y DÉBILES Las bases fuertes se ionizan completamente, cediendo sus iones de hidróxido a la solución. Ejemplos de bases fuertes son el hidróxido de litio (LiOH), el hidróxido de potasio (KOH) y el hidróxido de sodio (NaOH). En cuanto a las bases débiles, estas son aquellas que se disocian parcialmente. Ejemplos de bases débiles son el amoníaco (NH3) y el bicarbonato de sodio (NaHCO3). Características de las bases • No reaccionan con los metales. • En disolución, conducen corriente eléctrica. • Poseen sabor amargo (jabonoso, como el cloro/lejía). • Cambian el color del papel tornasol del rojo al azul. • En disolución, son deslizantes al tacto. • Reaccionan con los ácidos, produciendo agua y sal. • Las reacciones ácido-base son exotérmicas (liberan calor). • Su pH es superior a 7 9 EJERCICIOS DE LA TEORÍA DE ÁCIDOS DE ARRHENIUS Para poder diferenciar un ácido y una base se debe tener en cuenta que la primera sustancia va a liberar iones H+ y la segunda sustancia libera iones 𝑂𝐻− , ambas en disoluciones acuosas. Resuelve las siguientes reacciones químicas explicando la acidez y la basicidad y la neutralización de un ácido y una base al disolverlos en agua. a) HCl En la reacción química anterior observamos que el compuesto (HCl) se disocia en un medio acuoso y se obtiene los productos Protón (𝐻+ ) y el Cloruro (Cl). De los cuales el 𝐻+ señala que estamos tratando con un ácido y su nombre es el ÁCIDO CLORHÍDRICO. b) NaOH En esta reacción química se entiende que el compuesto (NaOH) se está disociando en un medio acuoso y se obtienen como productos al Sodio (𝑁𝑎+ ) y un Ión hidróxido (𝑂𝐻− ). En el cual el 𝑂𝐻− da a entender que se trata de una base y su nombre es HIDRÓXIDO DE SODIO. Un ácido es una sustancia que en disolución acuosa genera protones (𝐻+ ) Una base es una sustancia que en disolución acuosa genera iones hidróxido (𝑂𝐻− ) 𝐇+ + 𝐂𝐥− 𝑵𝒂+ + 𝑶𝑯− 10 ÁCIDO BASE SAL AGUA REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN DE UNA BASE Y UN ÁCIDO c) HCl + NaOH Como su nombre lo dice, tenemos al ÁCIDO CLORHÍDRICO (tiene un protón 𝐻+ en su molécula) y como base al HIDRÓXIDO DE SODIO (tiene un ión hidróxido 𝑂𝐻− en su molécula), también llamado Sosa cáustica. Ya sabemos que un ácido es cualquier especie que aumenta la concentración de 𝐻+ en una solución acuosa. Mientras que la base es cualquier especie que aumente la concentración de 𝑂𝐻− en una solución acuosa. HCl + NaOH Por lo tanto, se van a donar esos iones (𝐻+ 𝑦 𝑂𝐻− ) para formar AGUA (H2O) y las moléculas que quedaron solas, van a unirse para formar un a sal, que es el CLORURO DE SODIO (NaCl). El factor que hace a la reacción neutralizarse es el agua, ya que se encarga de balancear los protones y los iones hidróxido, como se representa a continuación: 𝐻+ + 𝑂𝐻− → 𝐻2𝑂 NaCl + 𝐻2𝑂 Al reaccionar un ácido y una base de ARRHENIUS se obtiene como productos una sal y agua. NaCl + 𝐻2𝑂 NaCl + 𝐻2𝑂 11 DEFINICIÓN DE BRÖNSTED-LOWRY En el 1923, Brönsted y Lowry, han propuesto paralelamente, una teoría acerca de los ácidos y las bases que ampliaba la teoría de ácidos y bases propuesta por Arrhenius. Según esta nueva teoría, llamada justamente teoría de Brönsted-Lowry, una sustancia manifiesta un comportamiento ácido cuando cede protones (es decir H+) y como base cuando aceptaba protones. Un ácido es aquella sustancia que cede protones (iones H+). Una base e s aquella sustancia que acepta protones. El concepto de ácido-base de Arrhenius clasifica una sustancia como un ácido si produce iones hidrógeno H (+) o iones hidronio H3O (+) en agua. Una sustancia se clasificará como una base si produce iones hidróxido OH(-) en agua. Esta manera de definir los ácidos y las bases funciona bien para las soluciones acuosas, pero las propiedades de ácido y de base se observan en otros entornos. Otras formas de clasificar las sustancias como ácidos o bases son el concepto de Brönsted-Lowry y el concepto de Lewis. El concepto de ácido y base de Brönsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (lo mismo ocurre entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2): Ácido (1) + Base (2) ↔ Ácido (2) + Base (1) Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. El HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio (H3O+) HCl + H2O → H3O+ + Cl- Ácido(1) Base(2) Ácido(2) Base(1) Á. fuerte B. débil A. Fuerte B. débil 14 Y los pares conjugados se escriben de la siguiente forma: • El ión nitrato (NO3 −) es la base conjugada del ácido nítrico (HNO3 ) • El ión hidronio (H3O +) es el ácido conjugado de la base agua (H2O) Debemos tener en cuenta, que en esta Teoría hay sustancias ANFIPRÓTICAS O ANFÓTERAS. : son sustancias que dependiendo de la situación pueden actuar como ácidos y como bases. 15 DEFINICIÓN DE LEWIS El químico estadounidense, inventor de la teoría de enlace covalente, Gilbert Newton Lewis, completó la historia de las teorías de los ácidos y bases, en 1923, con la introducción de un concepto de ácido y bases, más general que los que ya existían, anteriormente propuestos por Arrhenius y los químicos Brönsted y Lowry. Lewis, junto a su concepto general, también introdujo el uso de las fórmulas de los electrones representados por puntos así, el empleo de pares de electrones en las representaciones químicas, proviene también de éste modelo ácido-base de Lewis. Según Lewis, los ácidos y bases se definen como: Ácido: un ácido de Lewis, se define como una sustancia capaz de compartir, o aceptar un par de electrones. Base: una base de Lewis, es una sustancia con capacidad para compartir o dar pares de electrones. De este modo, todas las sustancias que para las teorías de Arrhenius o Brönsted - Lowry, eran ácidos, para Lewis también lo son, ya que coinciden con su teoría, sólo que, Lewis amplia el concepto de ácido más allá de las anteriores teorías, pues según Brönsted, una base es una sustancia aceptora de H^+, pero éste caso es tan sólo un caso particular para las bases de Lewis, pues para él, las sustancias con H^+, son ácidos. Pero muchos ácidos de Lewis, no lo son de Brönsted, como, por ejemplo, BF3 (BF3 + :NH3 → F3B NH3). También existen sustancias de Lewis, que pueden actuar como ácidos, y bases a la vez, estas son sustancias conocidas como anfóteras (por ejemplo, el óxido de aluminio). En la química orgánica, las teorías de Lewis sobre las bases y los ácidos, tienen una gran importancia, en cambio las de Arrhenius o Brönsted -Lowry, generalmente 16 no son adecuadas para la explicación de las reacciones químicas en soluciones acuosas. Los ácidos, según Lewis, deben su octeto de electrones correspondientes incompleto, y las bases, tienen que tener un par de electrones solitarios. Una base de Lewis, típica es el amoníaco, y una base, el trifluoruro de boro. El resultado de la reacción de un ácido de Lewis, con una base del mismo, es un compuesto conocido como, de adición. Muchos de los ácidos de Lewis, son importantes catalizadores en diversas reacciones orgánicas. De este modo, se pueden incluir como ácidos de Lewis, a muchas sustancias que no lo eran, o no cumplían a definición de Brönsted – Lowry, conociéndose a éstas como ácidos de Lewis. También, siguiendo la definición, los protones serían ácidos de Lewis (pues tiene hueco para un par de electrones en su orbital 1s), así como todos los ácidos de Brönsted-Lowry. En una reacción ácido-base, tanto la base como el ácido, comparten un par de electrones, habiendo sido estos, cedido por la base. En esta reacción se forma un enlace covalente, A +: B → A B. Se utiliza la constante de disociación para medir la fuerza que posea una sustancia ácida, o básica de Lewis, tomando como referencia a otro ácido o base de Lewis. Por ejemplo, para poder comprobar la basicidad de sustancias como el amoníaco, la metilamina, etc., en base gas, se usa como sustancia de referencia al trimetilborano. Los ácidos fuertes o débiles, como ya habíamos mencionado, se pueden evaluar mediante la contante de equilibrio A + :B ↔ A-B, de donde B, sería la base de referencia. La escala de la fuerza ácida de Lewis, depende de la base que se haya escogido como referente, de manera que un ácido puede ser más fuerte que otro frente a una base, pero también puede ser en cambio, más débil frente a otra. Para los ácidos y las bases de Lewis, existen reglas cualitativas que nos permiten poder predecir la fuerza de una sustancia, y estimar incluso, que tipo de base preferirá un ácido concreto o viceversa. Estas reglas se pueden dividir en: • Bases fuertes, son aquellas sustancias que tienen un átomo que cede, cuya densidad electrónica se deforma difícilmente (polariza), debido a esto, por lo general, el átomo dador es de pequeño tamaño y bastante electronegativo, por ejemplo: F^-, OH^-, O^2-, etc. • Bases débiles, en cambio, son aquellas sustancias que poseen un átomo dador cuya densidad electrónica se deforma fácilmente. Dichos átomos suelen ser menos electronegativos, y de mayor tamaño que en las bases fuertes. Por ejemplo: Br^-, I^-, CN^-, CO, etc. 19 Una vez que se sabe con certeza, que sustancia es ácida y cual es básica, se procede a hacer el intercambio de electrones para obtener un ÁCIDO-BASE ADUCTO. Sabemos que un aducto es un producto AB formado por la unión directa de dos moléculas A y B, sin que se produzcan cambios estructurales, en su topología, en las porciones A y B. Y para representarlo hay que poner entre corchetes el resultado de la unión del ácido y la base, es decir la estructura de Lewis resultante. Con una flecha señalando de donde provienen los electrones para formar un enlace covalente. 20 CONCLUSIÓN GENERAL Concluimos que el científico Arrhenius, los compañeros Brönsted y Lowry y el científico Lewis tenían la misma idea con respecto a cómo actúan los ácidos y bases, pero cada uno lo represento con sus propias teorías. Estos científicos revolucionaron la forma en la que se catalogaban que sustancias son bases y que sustancias son ácidos. Toma como ejemplo como distinguirías la diferencia de dos sustancias siguiendo la teoría del científico Arrhenius utilizando medios acuosos, o resolverlo aún más complejo con la teoría de Brönsted-Lowry en medios acuosos, pero ahora deduciendo que sustancia se ha conjugado y cual no. Es por eso que el Científico Gilbert Newton Lewis simplifico la deducción de que sustancia es ácida y cual es base con base al comportamiento de sus electrones llamado como la Transferencia de Electrones. La representación de la transferencia de electrones es un proceso mucho más sencillo con todavía un poco de grado de complejidad, pero es más fácil determinar si una sustancia es ácida o es una base sin necesidad de un medio acuoso. CONCLUSIÓN PERSONAL CONCLUSIÓN DE ZIMRRY: El concepto general de una sustancia ácida es aquella que tiene un pH entre 0-6, mientras que las sustancias neutras tienen un pH de 7 y las sustancias básicas deben tener un pH entre 8-14, pero para usar esta escala y poder medir la acidez y basicidad se tomaron en cuenta 3 teorías de científicos famosos que revolucionaron la química en su época ya que fueron asertivos en algunos de sus pensamientos. La primera Teoría fue la del Químico Arrhenius que se dio a conocer en el año de 1884, explicaba y afirmaba que al disociar sustancias ácidas y básicas en una solución acuosa desprendían o aumentaban la cantidad de iones. Las sustancias ácidas aumentaban la concentración de Protones, mientras que las sustancias básicas aumentaban la concentración de Iones Hidróxido, su teoría era buena, pero se limitaba a las soluciones acuosas y no podía explicar el comportamiento de otras sustancias que no contenían protones en su fórmula y que se comportaban como ácidos y lo mismo para las sustancias básicas que no tenían iones hidróxido. Como la teoría tenía ciertas limitaciones, en 1923, los químicos Brönsted y Lowry desarrollaron una nueva teoría tomando como referencia la de Arrhenius, ellos se centraron en el intercambio de protones es decir 𝐻+, y afirmaron que una sustancia ácida es capaz de donar protones, mientras que una sustancia básica es capaz de 21 recibir esos protones. En esta teoría al hacer una reacción de neutralización, se obtenían los pares “ácido-base conjugados” que son las moléculas o iones resultantes pero que después pueden actuar de la forma contraria a la que estaban ejerciendo en los reactivos, es decir si se tenía un ácido este obtendría su base conjugada y viceversa, lo mismo pasaba si se tenía una base se obtenía como resultado un ácido conjugado y viceversa. Pero como era de esperarse también tuvo algunas limitaciones, ya que solo explicaba a las sustancias que tuvieran Hidrógeno en sus moléculas y existen sustancias que no tiene hidrógeno en sus moléculas, pero son ácidas o bases. Por eso en ese mismo año, es decir en 1923, el químico Lewis desarrollo una nueva teoría con la intención de poder explicar las limitaciones de las 2 teorías anteriores y lo logró, ya que él se basó en el intercambio de electrones. Y declaró que las sustancias ácidas serán aquellas que son capaces de aceptar un par de electrones, para formar un enlace covalente, por lo contrario, una base es aquella entidad que será capaz de donar un par de electrones y formar el enlace antes mencionado. Una de las ventajas de la teoría mencionada, es que, para representar a los ácidos y bases, solo era necesario representar la estructura de Lewis. Y como resultado de una reacción de neutralización se obtiene el “ácido-base aducto” que es la unión de los dos reactivos, pero entre corchetes y señalando de donde proviene el par de electrones por medio de una flecha. Con esta nueva perspectiva, se podía explicar el comportamiento de todas las sustancias, ya sea fuera de disoluciones acuosas y aquellas que no tuvieran Hidrógeno y oxígeno en sus fórmulas químicas. Y hasta el momento, es la teoría que tiene mayor credibilidad, ya que no se le han encontrado limitaciones por lo que se le llama la Teoría General de Ácidos y Bases. CONCLUSIÓN DE WENDY: Algunos de los principios físicos y químicos básicos que están directa o indirectamente relacionados con la vida. Ácidos y base son algunos de ellos. En el contenido anterior, junto con sus propiedades. También las tres teorías importantes con algunos ejemplos. Concluí que estos son la parte importante de la vida y los utilizamos a menudo, no sólo en la química sino también en el trabajo diario. Podemos deducir que los ácidos y bases, tuene sus orígenes tras largo proceso En donde no solo existió una teoría sino tres cada una con su igual importancia. Los ácidos y bases poseen características que lo hacen esenciales, y son de importancia fundamental ya que se encuentra insertos en nuestra vida cotidiana. 24 BIBLIOGRAFÍA • Wade, L. (2011). Química orgánica. Volumen 1. México: Pearson Education • Vitores, M. [Amigos de la Química]. (2019, marzo 11). Teorías ácido-base (Arrhenius, Brönsted-Lowry, Lewis). Recuperado de https://www.youtube.com/watch?v=Igb21Z5_KKI&list=PLaN2Hx- ke9gbLWgkglQQ6ctxdLiAWJCRv&index=1 • Vitores, M. [Amigos de la Química]. (2020, marzo 12). Pares conjugados ácido-base (ejercicio). Recuperado de https://www.youtube.com/watch?v=gLpoHK2m7j8&list=PLaN2Hx- ke9gbLWgkglQQ6ctxdLiAWJCRv&index=3 • Fernández, G. [Germán Fernández]. (2017, noviembre 22). Acidez y basicidad. Teoría de Arrhenius. Recuperado de https://www.youtube.com/watch?v=9SrKya5itvo&t=234s • Zita, A. (s.f.). “Ácidos y bases. En: Diferenciador.com. Disponible en: https://www.diferenciador.com/acidos-y bases/#:~:text=Un%20%C3%A1cido%20es%20una%20sustancia,H%2B)% 20en%20una%20soluci%C3%B3n.&text=En%20cuanto%20a%20la%20bas e,de%20donar%20un%20/ consultado el 30 de noviembre de 2020, 5.10 pm. • Rod C. (2001). “ÁCIDOS”. En: hyperphysics.com. Disponible en: http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbasees/Chemical/acid2.html/ consultado el de 25 de noviembre de 2020, 10:30 am. • Méndez A. (2010). “Ácido-base según Lewis”. En: La guía2000.com. Disponible en:https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/acido- base-segun-lewis/ consultado el 24 de noviembre de 2020, 12:55 pm. • A.A. (s.f.) “ÁCIDO-BASE”. En: fresno.pntic.mec.es. Disponible en: http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_4_princ.ht m • A.A. (2015). “Teoría de Brönsted y Lowry de Ácidos y Bases”. En: quimicas.net. Recuperado de https://www.quimicas.net/2015/05/teoria-de- bronsted-y-lowry-de-acidos-y.html • Tomás G. (s.f.). “Teoría de Brönsted y Lowry”. En: IES Domingo Miral. Recuperado de http://iesdmjac.educa.aragon.es/departamentos/fq/temasweb/fqdmiral/QUI2 BAC/QUI2BAC%20Tema%204%20Equilibrios%20acido- base/12_teora_de_brnsted_lowry.html • A.A. (2020). “Los ácidos y las bases de Lewis”. En: espanol.libretexts.org. Recuperado de https://espanol.libretexts.org/Quimica/Libro%3A_Quimica_General_(OpenS TAX)/15%3A_Equilibrios_de_Otras_Clases_de_Reacciones/15.2%3A_Los_ %C3%A1cidos_y_las_bases_de_Lewis 25 • A.A. (2006). “GENERALIDADES DEL ENLACE COVALENTE”. En: Textoscientíficos.com Recuperado de https://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/enlace-covalente • Ripoll E. (s.f.). “Teoría de Lewis”. En: recursostic.educacion.es Recuperado de http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/acidosbas es/lewis.html#:~:text=Seg%C3%BAn%20esta%2C%20una%20base%20ser %C3%ADa,alg%C3%BAn%20par%20de%20electrones%20solitario.&text= La%20reacci%C3%B3n%20de%20un%20%C3%A1cido,resultado%20un% 20compuesto%20de%20adici%C3%B3n. • Ripoll E. (s.f.). “Brönsted”. En: recursostic.educacion.es Recuperado de http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/acidosbas es/bronsted.html#:~:text=Esta%20teor%C3%ADa%20establece%20que%2 0los,bases%20sustancias%20capaces%20de%20aceptarlos.&text=El%20c oncepto%20de%20%C3%A1cido%2Dbase,pares%20conjugados%20%C3 %A1cido%2Fbase%20ordenados. • Ripoll E. (s.f.). “Teoría de Arrhenius”. En: recursostic.educacion.es Recuperado de http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/acidosbas es/arrhenius.html