Fuerza de cidos y bases

“Fuerza de ácidos y bases”

Substector: Quimica
Kenya jimenez 4ºA

Retroalimentación: características
de los ácidos
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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

Características de las bases
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Tiene sabor amargo
Suaves altacto pero corrosivos con la piel
Dan color azul a ciertos colorantes vegetales
 Precipitan sustancias disueltas por ácidos
 Disuelven grasas
 Pierden sus propiedades al reaccionar con
ácidos

Teoría de arrhenius
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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 endisolución 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–
-    NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH–

Teoría de Bronsted -Lowry
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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 “ácido conjugado”.

Ejemplo
• Ejemplo de disociación deun 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 quecontiene 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 quedar
como H+ va a aceptar unpar de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado
(H3O+).
  NH3 (g) + H2O (l) Á 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                 Cl3Al:NH3

Neutralización
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–)

Hidrólisis de sales
 Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Así, las sales puedenproducir
que una disolución de las mismas sea ácida, básca o neutra. Sólo es apreciable
cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil:

• Ejemplo de hidrólisis ácida (de un catión): NH4+ + H2O Á NH3  + H3O+
• Ejemplo de hidrólisis básica (de un anión): CH3–COO– + H2O Á CH3–
COOH  + OH–
Tipos de hidrólisis
Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil,
las sales seclasifican en:
•  Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
• Sales procedentes de ácido débil y base fuerte (Hidrólisis Básica)
•  Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. (Hidrólisis Ácida).
•  Sales procedentes de ácido débil y base débil.

Sales procedentes de
ácido fuerte y base fuerte:
Ejemplo: NaCl
• NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+ que es un
ácido...