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SEMANA 12 ACIDOS, BASES Y ELECTROLITOS
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Acidus latín (agrio)
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La acidez y la basicidad constituyen el conjunto
de propiedades características de dos importantes
grupos de sustancias químicas ácidos y bases.
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CARACTERÌSTICAS EN SOLUCIÒN ACUOSA
ACIDOS BASES
Tienen sabor agrio. (acidus del latìn) Tienen sabor amargo y son jabonosas al tacto.
Cambian el papel de tornasol del color azùl a rojo Cambian el papel de tornasol del color rojo a azùl
Reaccionan con bases para producir sal y agua. Reaccionan con bases para producir sal y agua.
Reaccionan con metales produciendo hidrògeno.
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(No Transcript)
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Teoría clásica o de Arrhenius
Svante Arrhenius, (1859-1927), llegó a la
conclusión de que las propiedades características
de las disoluciones acuosas de los ácidos se
debían a los iones hidrógeno, H, mientras que
las propiedades típicas de las bases se debían a
iones hidróxido, OH-
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Ejemplos típicos de ácidos, según la definición
de Arrhenius , son todos los ácidos clásicos,
HCl ,H2SO4,HNO3,etc, que al disolverse en agua
se disocian o ionizan en la forma HCl ?
Cl- (ac) H (ac)  
H2O
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Ejemplos de bases son todos los hidróxidos de
metales (en particular los de los metales
alcalinos y alcalinotérreos), que al disolverse
en agua se disocian en la forma NaOH ?
Na(ac) OH- (ac)  
H2O
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(No Transcript)
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Con la teoría de Arrhenius se comprende
fácilmente la capacidad de ácidos y bases de
neutralizar sus propiedades características entre
sí, a esto se le llama REACCIÓN DE
NEUTRALIZACIÓN
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Lo anterior explica la desaparición de los iones
característicos, H y OH-,que se combinan para
formar moléculas de agua. Cl- (ac) H (ac)
Na (ac) OH- (ac) ? H2O Cl- (ac) Na
(ac)
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Los iones Cl-(ac) y Na(ac) prácticamente no han
sufrido ninguna modificación, se llaman iones
espectadores, por lo que la reacción de
neutralización se reduce en esencia a   H
(ac) OH- (ac) ? H2O  
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Teoría de Brönsted y Lowry
El ión hidrógeno H, no puede existir como tal
en disolución acuosa, sino que se encuentra en
forma de ión hidronio, H3O.
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Cuando un ácido se disuelve en agua, es lógico
suponer que el ión hidronio se forma por la
transferencia de un protón desde la molécula de
ácido a una molécula de agua. HCl H20 ? H3O
Cl-
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Teniendo esto en cuenta, se pueden explicar las
propiedades de bases como el amoniaco, iones
carbonato, etc.  H2O NH3 ? NH4 OH-
 
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• Las consideraciones anteriores condujeron a los
  químicos J. N. Brönsted y T. M. Lowry a proponer
  (en 1923) una nueva definición conceptual de
  ácidos y bases, más general que la de Arrhenius y
  que puede aplicarse a disolventes no acuosos
•  
• Base es una sustancia capaz de aceptar un protón
  (de un ácido).
• Ácido es una sustancia capaz de ceder un protón
  (a una base).
•  
• Las reacciones ácido-base según esta definición
  son reacciones de transferencia de protones.

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Una reacción ácido-base se puede escribir en la
forma general   AH B
? BH A- ácido 1 base 2
ácido 2 base 1     Las especies de
cada pareja, AH/A- y BH/B, que toman parte en
toda reacción ácido-base, reciben el nombre de
pares ácido-base conjugados.
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Teoría de Lewis
Para Lewis son bases las sustancias que tienen un
par de electrones no compartidos que pueden ceder
con mayor o menor facilidad. Por ejemplo  
H3N C5H5N

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La reacción de neutralización consiste en que
el PAR de electrones de la partícula básica es
aceptado por la partícula ácida, formándose un
enlace covalente, y da lugar a compuestos de tipo
salino.
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Son tres teorías que explican las reacciones
ácido-base, pero no se contradicen mutuamente,
sino que cada teoría expande el modelo anterior y
adopta un perspectiva más amplia.
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ACIDOS FUERTES Y DÈBILES
ACIDOS FUERTES ACIDOS DÈBILES
Se ionizan totalmente en agua. Su ionizaciòn es irreversible Pueden ser mono, di ò poliproticos. Ejemplos HCl, H 2 SO4 HNO3,HBr, HI Se ionizan poco en agua. Tienen una ionizaciòn reversible. Poseen una constante de ionizaciòn (Ka). Ejemplos CH 3COOH, H 3BO3 , H2 CO 3
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BASES FUERTES Y DÈBILES
BASES FUERTES BASES DÈBILES
Se ionizan totalmente en agua. Poseen una ionizaciòn irreversible. Ejemplos NaOH, KOH Se ionizan parcialmente en agua. Su ionizaciòn es reversible. Tienen una constante de ionizaciòn (Kb) Ejemplos NH3 ,Mg (OH)2
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IONIZACIÓN Proceso mediante el cuál una
sustancia al entrar en contacto con el agua, se
disocia en sus iones respectivos.
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Un electrolito es una sustancia que al
disolverse en agua, da lugar a la formación de
iones y por lo tanto conduce la corriente
elèctrica. Los electrolitos pueden ser débiles o
fuertes, según estén parcial o totalmente
ionizados o disociados en medio acuoso.
ELECTROLITOS
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Electrolito fuerte Es toda sustancia que al
disolverse en agua, provoca exclusivamente la
formación de iones con una reacción de disolución
prácticamente irreversible y conduce la
electricidad fuertemente. por ejemplo KOH HCl
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Electrolito débil Es una sustancia que al
disolverse en agua, produce iones parcialmente
(se disocia en pequeño porcentaje), con
reacciones de tipo reversible y conduce levemente
la electricidad. Por ejemplo
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El agua pura se dice que es una sustancia no
conductora de la electricidad , pero , en
realidad, tiene una conductividad muy pequeña que
puede medirse con aparatos muy sensibles . Esta
conductividad indica que en agua pura deben
existir iones , aunque en concentraciones
extremadamente pequeñas.
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Puesto que el agua es un electrolito débil y
puede actuar como ácido y como base(anfótera),
cada solución acuosa está caracterizada por el
proceso de auto-ionización.
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Esto significa que , si bien en pequeñísima
proporción , el agua debe estar disociada (este
proceso se llama , a veces, autoionización
(Arrhenius) o autoprotólisis del agua
(Brönsted-Lowry) ) en la forma   H2O H2O ?
H3O OH- ácido1 base2 ácido2 base1
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Esta ecuación representa el concepto de
Bronsted-Lowry de lo que ocurre una molécula de
agua que actúa como ácido , dona un protón a otra
molécula de agua, que actúa como base. El agua
está en equilibrio con iones hidronio e iones
hidróxido, pero el equilibrio está desplazado a
la izquierda.
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La concentración de iones hidronio en el agua
pura a 25ºC es 0.00000010 ó 1.0 x 10 -7y la
concentración de hidróxido en el agua a 25ºC
también es 0.00000010 ó 1.0 x 10-7
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La constante de equilibrio sería   Keq
H3OOH- H2O H2O   Teniendo
en cuenta que la concentración del agua es
prácticamente constante , se puede incluir en la
constante de equilibrio , que se expresa entonces
en la forma   Kw H3OOH- 1,0x10
14 (a 25 ºC)   Esta constante ,Kw, se llama
PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA. Kw H3OOH-
1,0x10 14  
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  A 25º C, en mol/litro
  Neutra     H OH- 10-7
  Ácida     H gt 10-7 OH- lt 10-7
  Básica     H lt 10-7 OH- gt 10-7
 
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pH El negativo del logaritmo de la concentración
de iones hidrógeno.   pH - log H  
Conviene tener muy en cuenta que , debido al
cambio de signo en el logaritmo , la escala de
pH va en sentido contrario al de la concentración
de iones H , es decir, que el pH de una
disolución aumenta a medida que disminuye H ,
o sea la acidez.
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CONCEPTO DE pH
Para poder expresar las concentraciones de
soluciones ácidas o básicas mediante números
sencillos , se utiliza el número del exponente
para expresar la acidez. La escala de acidez de
Sörensen se conoció más tarde como la escala de
pH, del francés pouvoir hydrogènepoder del
hidrógeno
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De la misma forma que el pH, se define también el
pOH como el logaritmo decimal negativo,
concentración de iones OH-. pOH -log OH-
Teniendo en cuenta la expresión del producto
iónico del H2O, se deduce que a 25ºC se
cumple pH pOH 14
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(No Transcript)
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(No Transcript)
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(No Transcript)
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DISOLUCIÓN pH H3O OH-
    Básica 14 13 12 11 10 9 8 10-14 10-13 10-12 10-11 10-10 10-9 10-8 100 1 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6
Neutra 7 10-7 10-7
        Ácida 6 5 4 3 2 1 0 10-6 10-5 10-4 10-3 10-2 10-1 10-0 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13
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1.Cuál es el pH de una solución con una H de
5.2 x 10-3 M ? R/ pH 2.28
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2.Cuál es la H del jugo de limón, cuyo pH es
de 3.15 R/ 7.079x10-4
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3. Cuál es el pOH de una solución cuyo pH es de
3.33? R/ pOH 10.67
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4. Una solución tiene una H de 0.027M Cuál
es la OH-? R/ 3.70 X 10 -13 M
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ACIDOS Y BASES DÉBILES (Disociación
y problemas) EJERCICIOS. CH 3COOH H 3BO3 H2
CO 3
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FIN