Quimika

TEMA 11: ÁCIDOS Y BASES.
* INTRODUCCIÓN.
* TEORÍAS ÁCIDO-BASE. COMPARACIÓN.
* FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES
* K DE AUTOPROTÓLISIS DEL AGUA.
* CONCETO DE pH.
* CÁLCULO DEL pH DE ÁCIDOS Y BASES EN DISOLUCIÓN
* HIDRÓLISIS. CÁLCULO DEL pH DE SALES EN DISOLUCIÓN
* “DISOLUCIONES REGULADORAS”.
* VALORACIONES ÁCIDO-BASE. INDICADORES.
INTRODUCCIÓN.

Equilibrioquímico
EQUILIBRIO IÓNICO
Electrolitos

TEORÍAS ÁCIDO BASE. COMPARACIÓN.
 Lavoisier (1777): Observó que sustancias como S y P en combinación con O, y en disolución acuosa, daban lugar a sustancias ácidas. Pensó que el responsable era el oxígeno, al que le llamó principio acidificante.
 Davy (1810): Observó que el HCl (ácido muriático) era ácido y no tenía oxígeno, luego dedujo que elhidrógeno era el responsable de la acidez.
 Arrhenius (1887): Teoría de la disociación electrolítica iónica: Cuando los electrolitos (ácidos, bases y sales) se disuelven en 
, se disocian en partículas cargadas: IONES.

: Equilibrio iónico.
Ácido: Sustancia que en disolución acuosa, libera iones hidrógeno 

Base: Sustancia que en disolución acuosa libera iones hidroxilo 

Neutralización:

Franklin (1905): Estudió el sistema del amoníaco 
. Si el disolvente no era agua:

 Brönsted y Lowry (1923):
Ácido: Toda especie capaz de ceder protones.
Base: Toda especie capaz de aceptar protones.
Reacción: Transferencia de protones.

* Surge la idea de ácido-base conjugados.
* Brönsted decía que los disolventes pueden actuar, tanto de ácido como de base:

* Lassustancias pueden actuar como ácidos o como bases, dependiendo de la sustancia a la que se les enfrente.
* Brönsted llamó a los ácidos y a las bases PROTOLITOS, y al sistema ácido-base, SISTEMA PROTOLÍTICO.

tanto los ácido como las bases pueden estar cargados posit. o negat.
* Las sustancias que pueden actuar tanto como ácido como base, se llaman ANFOLITOS, ANFÓTEROS oANFIPRÓTICOS.
 Lewis(1938):
No todas las reacciónes ácido-base implicaban transferencia de protones, y sin embargo, si se formaba siempre un enlace covalente dativo.
Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo.
Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser compartidos para formar enlaces covalentes dativos.
Sonácidos de Lewis:
* Cationes sencillos: 
* Sustancias con orbitales incompletos: 
.
COMPARATIVA DE TEORÍAS:
TEORÍA | ARRHENIUS | BRÖNSTED | LEWIS |
Def. ácido | Cede 
en  | Cede  | Captador de  |
Def. base | Cede 
en  | Acepta  | Cededor de  |
Neutralización | Formac. de  | Transfer. de  | Form. enl. cov. dat. |
Ecuación |

|

|

|
Limitación | Sólo disol. acuosas |Sólo transf. de  | Teoría general |
Arrhenius-Brönsted: (comparación)
 Ácidos: Brönsted amplia el concepto de ácido a sustancias cargadas.
 Bases: Brönsted amplia el concepto de base a sustancias que no son hidróxidos.
 Brönsted amplia su teoría a disoluciones no acuosas 
.
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES.
 Constantes de disociación 
* Ácido fuerte: Aquél que tuviese grantendencia a ceder un protón.
* Base fuerte: Aquélla que tuviese gran tendencia a captar un protón.
ÁCIDOS:

1 litro de disolución muy diluida

* Cuanto mayor sea 
, más disociado estará el ácido (más fuerte será el ácido).

BASES:

Constante de autoprotólisis del agua.
Estudiemos el par 

EFECTO NIVELADOR DEL DISOLVENTE (O DIFERENCIADOR).

Se disocian en agua, prácticamente en un100%: Ácidos fuertes.

El 
ejerce un efecto diferenciador entre el , 
, y el HF.
El 
ejerce un efecto nivelador entre el HI y el HBr.
Si utilizamos un disolvente menos básico que el agua:

El AcH ejerce efecto diferenciador entrte los tres.
Si utilizamos un disolvente más básico que el agua:

El 
ejerce efecto nivelador entre los tres.
* A través de la utilización de varios...