Quimica

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ácido-base

CONTENIDOS:

1. Caractetísticas de ácidos y bases.
2. Evolución histórica del concepto de ácido y base.
1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
2. Teoría de Brönsted-Lowry.
3. Teoría de Lewis (()
3. Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH.
4. Fuerza de ácidos y bases.
1. Ácidos y bases conjugadas.2. Relación entre Ka y Kb.
3. Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH, constantes, grado de ionización.
5. Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo).
1. Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
2. Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
3. Sales procedentes de ácido débil y base débil.
4. Salesprocedentes de ácido fuerte y base fuerte.
5. Calculo de concentraciones y pH. (()
6. Disoluciones amortiguadoras. (()
7. Indicadores de ácido-base. (()
8. Valoraciones de ácido-base (volumetrías).
1. Neutralización (práctica de laboratorio).

CaracterÍsticas de ácidos y bases.

Ácidos:

• Tienen sabor agrio.
• Son corrosivos para lapiel.
• 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.
• Disuelvengrasas.
• Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

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 sedisoció 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 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”.
[pic]
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 dedisociación 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 átomocapaz 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 un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+).
• NH3 (g) + H2O (l) ( NH4+(ac) + OH–(ac)
En este caso...
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