My Pearl
vodka-con-amor-deactivated20221
“Nunca pienses que la vida te debe algo, porque es mentira. La vida no te debe nada.”
—
It’s the five stages of grief babeh !
I played Gris and I loved it here is a not-really fanart tribute
“No te dejes llevar por sus encantos, al final siempre va a ser un demonio vestido de ángel.”
— Hibiki Ulzz
Mi abuelo una vez me dijo: “el primer golpe te lo dará tu familia y el segundo te lo dará la inseguridad que ellos te causaron ”
D. M.
“Así me dijo el Demonio una vez: También Dios tiene su infierno; es su amor a los hombres.”
— Así habló Zaratustra, Friedrich Nietzsche.
Thomás.
Gaaaaay !!! Jajajajaja
Qué crueldad la mía, enamorarme de un ángel sabiendo que soy demonio y estoy destinado a arder: no a amar.
la-quimica-elemental-deactivate
Ácidos y bases, todo lo que debes saber
En química existen tres teorías fundamentales que definen los ácidos y las bases.
La primera, la más concreta y limitada de todas es la de Arrhenius.
TEORÍA ÁCIDO-BASE DE ARRHENIUS
Ácido: Todo aquella especie química que en disolución acuosa libera cationes hidrógeno (prácticamente protones) H+.
Base: Toda aquella especie química que en disolución acuosa libera aniones oxhidirlo, OH-.
TEORÍA ÁCIDO-BASE DE BRONSTED-LOWRY.
Ácido: Toda aquella especie química que en disolución acuosa libera cationes hidrógeno (prácticamente protones) H+.
Base: Toda aquella especie química que puede captar cationes hidrógeno H+.
- Nota: la definición para «ácido» es la misma en la teoría de Arrhenius y Bronsted-Lowry -
La teoría de Lewis es la más general y la que se aplica a un sin fin de compuestos.
TEORÍA ÁCIDO-BASE DE LEWIS
Ácido: Toda aquella especie química captadora electrones.
Base: Toda aquella especie química donadora electrones.
Así, el esquema para las definiciones de ácidos y bases queda de la siguiente manera. En el centro está la teoría más limitada que no se aplica a todas las moléculas, y en el extremo la teoría más universal.
Por ejemplo, el ácido perclórico, entra en la categoría de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Este ácido en disolución acuosa libera cationes hidrógeno (ácido de Arrhenius y Bronsted-Lowry), cuando interacciona con alguna base, como el hidróxido de potasio, es un receptor de electrones (ácido de Lewis).
El hidróxido de potasio en disolución acuosa libera aniones oxhidrilo (Base de Arrhenius), y estos son quienes captan los cationes de hidrógeno (Base de Bronsted-Lowry), simultáneamente al captar cationes hidrógeno está donado sus electrones (Base de Lewis).
Bases como el amoníaco o el carbonato, y ácidos como el borano, no entran en la clasificación de Arrhenius o Bronsted-Lowry, perso sí en la de Lewis.
Cuando reaccionan el borano y amoníaco, el amoníaco dona su par de electrones no enlazantes (Base de Lewis) al borano (Ácido de Lewis). En ningún instante el amoníaco liberó OH- ó captó un H+, mientras que el borano tampoco liberó ningún H+; entonces las definiciones ácido-base de Arrhenius y Bronsted-Lowry quedan cortas para estos compuestos.
IONES HIDRONIO
Un ácido en disuelto en agua libera H+, el agua se protona y se convierte en un ion hidronio H3O+.
ÁCIDOS Y BASES, CLASIFICACIÓN
Las bases y ácidos se suele clasificar según si son fuertes o débiles.
Las bases fuertes son todos los hidróxidos de los metales alcalinos (Li, Na, K…) y algunos metales alcalinotérreos (Ca, Sr…). Los ácidos fuertes son el: súlfurico, nitríco, perclórico, clórico, clorhídrico, yodhídrico y bromhídrico.
Cuando un ácido fuerte reacciona con una base fuerte, o una base débil reacciona con un ácido débil, se dice que se está efectuando una «neutralización».
La ecuación general y el ajuste de una reacción de neutralización queda de la siguiente manera:
Los ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes, sus disoluciones existen casi exclusivamente en iones y eso los hace muy buenos conductores de la electricidad. En contraste, las bases y ácidos débiles son electrolitos débiles, sólo una pequeña fracción de moles se disocia en iones, esto los hace malos conductores eléctricos.
ANFOTERISMO
Aquellas sustancias capaces de actuar como bases y ácidos se les conoce como «anfóteros». El ejemplo más representativo es el agua, esta se puede autoionizar como se presenta en la imagen.
PARES CONJUGADOS
Las bases y ácidos conjugados son el producto iónico de una base o ácido en disolución acuosa (agua).
El ácido nitroso en disolución acuosa libera H+ (ácido) y las moléculas de agua reciben el H+ (base). El nitrito (base conjugada) nuevamente puede captar el H+ que libera el ion hidronio (ácido conjugado).
Las bases conjugadas de ácidos fuertes son débiles, y los ácidos conjugados de bases fuertes son débiles.
El amoniaco en disolución acuosa recibe un H+ (base) y las moléculas de agua liberan el H+ (ácido). El amonio (ácido conjugado) nuevamente puede liberar el H+ y lo recibe el OH- (base conjugada).
- Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten. 2014. “Química la Ciencia Central”. Pearson Education. páginas: 652 - 656.
Ven, nos tiramos en la cama, te hago cosquillas y hablamos de teorías conspirativas, de arte, de sueños frustrados o de cualquier pendejada que se nos pase por la cabeza.
albasiexiste-deactivated2021101
“Siempre ten en cuenta que no se ruega atención, tiempo, ni amistad.”
— A.
Source: aquinyonez