Acido-base

ÁCIDO-BASE
TEORÍA DE ARRHENIUS
   Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones de hidrógeno, H+, o protones. HA + H2O→ A-- + H+ Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidróxido, OH – . BOH + H2O→ B+ + OH— Reacción de neutralización: consiste en la reacción completa de un ácido y una base con formación de una saly agua. Esta teoría tiene limitaciones:  Muchas sustancias se comportan como ácido o base en ausencia de agua.  Muchas sustancias tienen carácter ácido a pesar de no poseer hidrógeno en su molécula, como sucede con los óxidos ácidos (CO2 , SO3 …) y muchas sustancias tienen carácter básico sin contener iones OH—, como el amoniaco, NH3, o ciertas sales Na2CO3 y NaHCO3.

TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY     Ácido es toda especie química, molecular o iónica, capaz de ceder un ion H+, es decir un protón, a otra sustancia. HA + H2O→ A-- + H3O+ (ion oxonio o hidronio) Base es toda especie química, molecular o iónica, capaz de recibir un ión H+ de otra sustancia. B (aq) + H2O (l) ⇄ BH+ (aq) + OH— (aq) Reacción acido-base: consiste en la transferencia de un protón H+ desde un ácido a una base.Sustancias anfóteras: sustancias que pueden actuar como ácido o como base dependiendo de la sustancia con la que reaccionan. Par conjugado lo constituyen un ácido y su base conjugada, o bien, una base y ácido conjugado. Ácido + Base ⇄ Base conjugada del ácido + ácido conjugado de la base Ejemplos: Acido1 + Base2 ⇄ Acido2 + Base1 HCl + H2O ⇄ H3O+ + Cl— H2O + NH3 ⇄ NH4+ + OH— HClO4 + H2O ⇄ H3O+ +ClO4— H2O + CO32-- ⇄ HCO3— + OH— Reacción de neutralización: consiste en la transferencia de un protón de un ácido a una base para dar lugar al ácido conjugado de la base y a la base conjugada del ácido.

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COMPARACIÓN CON LAS DEFINICIONES DE ARRHENIUS
  Las definiciones de B-L no se limitan solo a las disolucionesacuosas y son válidas para cualquier disolvente. B-L permite incluir como bases sustancias que para A no lo eran (porque no tenían OH): NH3, CO32-- , HCO3—, S2— ,etc.

AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA
El agua experimenta un proceso de autoionización en el que una molécula actúa como ácido y otra como base, transfiriéndose un protón de una a otra, según la ecuación de equilibrio: H2O (l) + H2O (l) ⇄ H3O+(aq) + OH— (aq) Donde la constante de este equilibrio es Kw = 3 + − =1·10—14 (producto iónico del agua a 25 ºC).

DISOLUCIONES ACUOSAS NEUTRAS, ÁCIDAS Y BÁSICAS
   Disoluciones neutras: Son aquellas disoluciones acuosas que cumplen la siguiente condición: 3 + = − = 10−7 M Disoluciones ácidas: Son aquellas en las que hay un exceso de iones H3O+ respecto de los iones OH—. Por tanto: 3 + >10−7 − < 10−7 Disoluciones básicas: Son aquellas en las que hay un exceso de iones OH— respecto de los iones H3O+. Por tanto: 3 + < 10−7 − > 10−7

FUERZADE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES
 Ácidos fuertes: se ionizan o disocian completamente en disoluciones acuosas diluidas, debido a su gran tendencia a ceder iones H+. H2SO4 (aq) + H2O (l) → 2 H+(aq) + SO42—(aq) Son ácidos fuertes : HClO4 ; HI ; HBr; HCl ; H2SO4 ; HNO3 ; HClO3 La fuerza de los ácidos se relaciona con la propia estructura de su molécula (comprobación experimental) 1. La energía de enlace H—X es determinante para justificar la fuerza de los ácidos. Cuanto menor es dicha energía, menos estable es el enlace y con mayor facilidad se cede el ion H+ (más fuerte es)( El HI (298,3 KJ/mol) es el más fuerte, y luegoHBr(366,1Kj/mol),HCl (431,9Kj/mol)). 2. Electronegatividad: cuanto más electronegativo es el halógeno, más atrae al par electrónico que comparte con el oxigeno unido al H. Al polarizarse más el enlace O—H , se ioniza el H con más facilidad y, por lo tanto, es más fuerte.(HClO4 ,HBrO4,HIO4) : Ö: : Ö : X ∶ Ö:↤ H : Ö:

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