1 3 Acido Base

Ácido-Base
Unidad 4

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Características
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ÁCIDOS:

Tienen sabor agrio.
Son corrosivos para la piel.
Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.
Disuelven sustancias
Atacan a los metales
desprendiendo H2.
Pierden sus propiedades al
reaccionar con bases.

BASES:

• Tiene sabor amargo.
• Suaves al tacto pero
corrosivos con la piel.
• Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales.
•Precipitan sustancias
disueltas por ácidos.
• Disuelven grasas.
• Pierden sus propiedades al
reaccionar con ácidos.
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Definición de Arrhenius
• Publica en 1887 su teoría de
“disociación iónica”.
– Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se
disocian en cationes y aniones.

• ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa
disocia cationes H+.
• BASE: Sustancia que en disolución acuosa
disocia anionesOH–.
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Disociación
• ÁCIDOS:
• AH (en disolución acuosa)  A– + H+
• Ejemplos:
– HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+
– H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+

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•
•

BASES:
BOH (en disolución acuosa)  B + + OH–
Ejemplo:
– NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–

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Neutralización
• Se produce al reaccionar un ácido con una
base por formación de agua:
H+ + OH– — H2O
• El anión que se disociódel ácido y el catión
que se disoció de la base quedan en disolución
inalterados (sal disociada):
NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)
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Teoría de Brönsted-Lowry.
ÁCIDOS:
“Sustancia que en disolución cede H+”
BASES:
“Sustancia que en disolución acepta H+”.

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Par Ácido/base conjugado
• Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+)
hay otra que se comporta como base (captura dichosH+).
• Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y
cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido
conjugado”.

ÁCIDO (HA)

BASE (B)

– H+
+ H+
+ H+
– H+

BASE CONJ. (A–)

ÁC. CONJ. (HB+)
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Ejemplo de par Ácido/base conjugado
Disociación de un ácido:
• HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac)

En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder
el H+ se transforma enCl– (base conjugada)

Disociación de una base:
• NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH–

En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al
NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado)
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Teoría de Lewis
ÁCIDOS:
“Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y
formar un enlace covalente coordinado”.
BASES:
“Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar unpar de electrones para
formar un enlace covalente coordinado”.
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Teoría de Lewis (Ejemplos)
• HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac)

En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de
H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de
electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado
(H3O+).

• NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH–

En este caso el NH3 es una base porquecontiene un átomo
(de N) capaz de aportar un par de electrones en la
formación del enlace covalente coordinado (NH4+).
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Teoría de Lewis
• De esta manera, sustancias que no tienen
átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden
actuar como ácidos:
• AlCl3 + :NH3
Cl3Al:NH3
Cl
H
Cl H
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Cl–Al + : N–H  Cl–AlN–H
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|
Cl
H
Cl H
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Equilibrio de ionización del agua.
• La experiencia demuestraque el agua tiene una
pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está
parcialmente disociado en iones:
• 2 H2O (l)  H3O+(ac) + OH– (ac)
H3O+ · OH–
Kc =——————
H2O2
Como H2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos
Kw = Kc · H2O2

Kw  [ H3 O  ] × [OH - ]

conocido como “producto iónico del agua”

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Concepto de pH.
El valor de dicho producto iónico del agua es: KW(25ºC) = 10–14 M2
En el caso del agua pura:
———–
H3O+ = OH– =  10–14 M2 = 10–7 M
Se denomina pH a:

pH   log [H3 O  ]

Y para el caso de agua pura, como H3O+=10–7 M:

pH = – log 10–7 = 7
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Tipos de disoluciones
• Ácidas: H3O+ > 10–7 M  pH < 7
• Neutras: H3O+ = 10–7 M  pH = 7
• Básicas: H3O+ < 10–7 M  pH > 7
En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–
luego si H3O+ aumenta...