Acidos y bases

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Teoría de Svante ARRHENIUS
2  HCl(g)  → H + (g) + Cl − (g) H O
2O NaOH(s) H→ Na + (ac) + OH − (ac) 

Teoría de BRÖNSTED y LOWRY
NH3(g) + H2O base1 ácido2 NH+4 + OHácido1 base2

H + (ac)+ Cl − (ac) + Na + (ac) + OH − (ac) → Na + (ac) + Cl − (ac) + H 2 O(l)

CH3-COOH + H2O ácido1 base2

CH3-COO- + H3O+ base 1 ácido2

H + (ac) + OH − (ac) → H 2 O(l)

Teoría Brønsted-Lowry deAcidos y Bases
• Un acido es un donor de protones • Una base es un aceptor de protones.
base acid
id se e ac e ba ugat njugat conj co

NH3 + H2O NH4+ + OHacid base

NH4+ + OHNH3 + H2O

1

2 Constante de Ionización de Base Fuerza de ácidos y bases de Brønsted (I)
HA + H2O A- + H3O+
base acid conjugate conjugate base acid

NH3 + H2O Kc=

NH4+ + OH-

[NH4+][OH-] [NH3][H2O][NH4+][OH-] [NH3] = 1.8.10-5

∆G° = -RT ln Ka [H3O+] [A-] Ka = [HA] pKa = - log Ka

Kb= Kc[H2O] =

Ejemplo 17-9 Fuerza de ácidos y bases de Brønsted (II)
B - + H2 O Kb = HB + OH[HB] [OH-] [B-]Calcular las Concentraciones en una Solución de Acido Poliprotico . Para una solución 3.0 M H3PO4, calcular: (a) [H3O+]; (b) [H2PO4-]; (c) [HPO42-] H2O (d) [PO43-] H2PO4- + H3O+ 0 +x M xM 0 +x M xMH3PO4 + conc Inicial. Cambios conc Equilibrio. 3.0 M -x M (3.0-x) M

Kb(B-) = Kw / Ka(HB) pKb + pKa = pKw

ácido NH3 HF + NH3 + HF NH4+ H2F+

base + NH2+ F-

Keq 5x10-27 2x10-12 10-14 3x10-4AcOH + AcOH H2SO4 + H2SO4

AcOH2+ + AcOH3SO4+ + HSO4-

3

Definición del sistema de solvente


HClO4 + HF CaO + H2O SbF5 + 2 HF

H2F+ + ClO4Ca2+ + 2 OHH2F+ + SbF6-

Acido: sustancia queaumenta la concentración del catión característico del solvente Base: sustancia que aumenta la concentración del anión característico del solvente



Acidez de oxiácidos: el efecto inductivo delátomo central
HClO4 , HNO3 H2SO4 H3PO4 , H2CO3 H3BO3
fuerza ácida

4

Constante de Ionization de Acido
acid base conjugate base conjugate acid

CH3CO2H + H2O Kc=

CH3CO2- + H3O+...
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