apuntes ácido base

EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE

QUÍMICA 2ºBACHILLERATO

1.- Características de ácidos y bases.
1.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
1.2. Teoría de Brönsted-Lowry.
2.- Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH.
3.- Fuerza de ácidos y bases.
3.1. Electrolitos Fuertes y débiles.
3.2. Relación entre Ka y Kb.
4.- Hidrólisis de sales (estudio cualitativo).
4.1. Sales procedentes de ácidofuerte y base débil.
4.2. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
4.3. Sales procedentes de ácido débil y base débil.
4.4. Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
5.- Valoraciones de ácido-base (volumetrías).
5.1. Indicadores de valoración.
5.2. Gráfica de valoración.
1.-CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES.
Ácidos:
•
•
•
•
•
•

Tienen sabor agrio.
Son corrosivospara 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 propiedadesal reaccionar con ácidos.

1.1.-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
+
2–
- H2SO4(en disolución acuosa) → SO4 + 2 H
-

1

• 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 dsoció de la base quedan endisolución inalterados (sal disociada):
NaOH + HCl → H2O + NaCl (Na+ + Cl–)
Limitaciones a la teoría de Arrhenius.•
•

•

Las definiciones están limitadas a disoluciones acuosas.
Considera a los grupos OH- como los responsables de la basicidad de un
compuesto. Sin embargo , sustancias como el NH3 , Na2CO3 , se
comportan como tales.
El ión H+ , debido a su pequeñísimo tamaño , no puedeexistir solo en
disolución acuosa , ya que se uniría a la parte negativa del dipolo que
constituye la molécula de agua.( Se formará por tanto la especie H3O+)

1.2.-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 secomporta 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+
BASE CONJ. (A–)

ÁCIDO (HA)
+ H+
+ H+

ÁC. CONJ. (HB+)

BASE (B)
– H+

2

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).
Ventajas de la teoría de B-L.-Las definiciones de B-L no se limitan a disoluciones acuosas ;son válidas para
cualquier otro disolvente o para procesos queno transcurren en disolución.
-La nueva teoría permite añadir un gran número de sustancias incapaces de ser
clasificadas por Arrhenius.(NH3 , CO3-2 , CN-…)
-Permite explicar los casos de sustancias anfóteras.( Actúan a veces como
ácidos o como bases).El agua actúa como base frente al HCl , pero como ácido frente
al amoniaco.
2.-EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA. CONCEPTO DE pH.
La...