acidos base

Ácido-Base

1

2

Características
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.
Dancolor azul a ciertos
colorantes vegetales.
Precipitan sustancias
disueltas por ácidos.
Disuelven grasas.
Pierden sus propiedades al
reaccionar con ácidos.

3

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 disociacationes H+.
BASE: Sustancia que en disolución acuosa
disocia aniones OH–.

4

Disociación





ÁCIDOS:
AH (en disolución acuosa)  A– + H+
Ejemplos:
* HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+
* H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+






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

5

Neutralización




Se produce al reaccionar un ácido con una
base por formación de agua:
H+ + OH– — H2O

NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

6

Teoría de Brönsted-Lowry.





ÁCIDOS:
“Sustancia que en disolución cede H+”.
BASES:
“Sustancia que en disolución acepta H+”.

7

Par Ácido/base conjugado




Siempre que una sustancia se comporta como
ácido (cede H+) hay otra quese 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 “ácido conjugado”.

– H+
ÁCIDO (HA)

+ H+
+ H+

BASE (B)

– H+

BASE CONJ. (A–)

ÁC. CONJ. (HB+)

8

Ejemplo de par Ácido/base
conjugado
Disociación de un ácido:
+
–
 HCl (g) + H2O (l)  H3O (ac) + Cl (ac)
 En estecaso el H2O actúa como base y el
HCl al perder el H+ se transforma en Cl–
(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)

9

Equilibrio de ionización del agua.







La experiencia demuestra que el agua tiene una
pequeña conductividadeléctrica 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
Kw  [H3O  ]×[OH - ]



conocido como “producto iónico del agua”

10

Concepto de pH.







El valor de dicho producto iónico del agua
es:
KW (25ºC) = 10–14
En el casodel agua pura:
———–
+
–
H  = OH  =  10–14 = 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

11

Tipos de disoluciones






Ácidas: H+ > 10–7 M  pH < 7
Básicas: H+ < 10–7 M  pH > 7
Neutras: H+ = 10–7 M  pH = 7
En todos los casos: Kw = H+ · OH–
luego si H+ aumenta(disociación de un
ácido), entonces OH– debe disminuir para
que el producto de ambas concentraciones
continúe valiendo 10–14

12

Gráfica de pH en sustancias
comunes
ÁCIDO
1

2

3

4

BÁSICO
5

6

7

8

9

10

11

12

13

Zumo de
Agua mar
Leche
limón Cerveza
Sangre
Amoniaco
Agua destilada

14

13

Concepto de pOH.


A veces se usa este otro concepto,casi
idéntico al de pH:
pOH   log [OH ]







Como Kw = H+ · OH– = 10–14
Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
pH + pOH = 14
para una temperatura de 25ºC.

14

Ejemplo: El pH de una disolución acuosa
es 12,6. ¿Cual será la OH– y el pOH a la
temperatura de 25ºC?










pH = – log H3O+ = 12,6, de donde se deduce
que:...