Acido Base

 ácido-base
Definición de Arrhenius.
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones.
ÁCIDO: “Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+”.
AH  (en  disolución acuosa) ® A–  + H+
Ejemplos: HCl (en disolución acuosa) ® Cl–  + H+
H2SO4 (en disolución acuosa) ® SO42–  + 2 H+BASE: “Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–“.
BOH  (en disolución acuosa) ® B+  + OH–
Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa) ® Na+ + OH–
Neutralización: Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:
H+ + OH–  ® H2O
El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH + HCl ®  H2O + NaCl(Na+ + Cl–)
TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY.
ÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H+”.
BASE: “Sustancia que en disolución acepta H+”.
Par Ácido/base conjugado
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+).
Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácidoconjugado”.
Ejemplo de disociación de un ácido:
HCl (g) + H2O (l) ® H3O+(ac) + Cl– (ac)
En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada).
Ejemplo de disociación de una base:
NH3 (g) + H2O (l)   ® NH4+ + OH–
En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ a la base NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado).

Teoría de Lewis (·)ÁCIDO: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.
BASE: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.
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 quedarcomo H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+).
NH3 (g) + H2O (l) ® NH4+(ac) + OH–(ac)
En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+).
De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:AlCl3 +   :NH3    Þ     Cl3Al:NH3

Equilibrio de ionización del agua. CONCEPTO DE pH.
La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociado en iones:
2 H2O (l) ®  H3O+(ac) + OH– (ac)

Como [H2O] es constante por tratarse de un líquido, llamaremos:
Kw = KC x[H2O]2
Producto iónico del agua
El valor de dichoproducto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2.En el caso del agua pura: [H3O+] = [OH–] =  (10–14 M2)½ = 10–7 M. Se denomina pH:

Y para el caso de agua pura, como [H3O+]=10–7 M, pH = –log 10–7 = 7
Tipos de disoluciones
Ácidas:  [H3O+] > 10–7 M ® pH < 7
Básicas: [H3O+] < 10–7 M ® pH > 7
Neutras: [H3O+] = 10–7 M ® pH = 7
En todos los casos: Kw = [H3O+] x [OH–]
Luego si [H3O+] aumenta (disociaciónde un ácido), entonces [OH–] debe disminuir y así el producto de ambas concentraciones continúa valiendo 10–14 M2.
Concepto de pOH
A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:
Como Kw = [H3O+]x[OH–] = 10‑14 M2
Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14, para una temperatura de 25ºC.
Ejemplo:
El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cuál será la [H3O+] y el pOH a la temperatura de 25ºC?
pH = –log [H3O+] = 12,6,  de donde se deduce que: [H3O+] = 10‑pH = 10‑12,6 M = 2,5x10‑13 M
Como Kw = [H3O+]x[OH–] = 10–14 M2, entonces:


pOH = – log [OH–] = – log 0,04 M = 1,4
Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
Electrolitos fuertes y débiles.
Electrolitos fuertes: Están totalmente disociados.
Ejemplos:
HCl (ac) ® Cl–  + H+
NaOH (ac) ® Na+ + OH–...