Ácidos y Bases

Unidad 4: Ácido-Base

I.E.S. Clara Campoamor (Getafe)

ÁCIDO-BASE
CONTENIDOS:
1.2.-

Caractetísticas de ácidos y bases.
Evolución histórica del concepto de ácido y base.
2.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
2.2. Teoría de Brönsted-Lowry.
2.3. Teoría de Lewis ( )

3.4.-

Equilibrio de ionización del agua. Concepto de pH.
Fuerza de ácidos y bases.
4.1. Ácidos y basesconjugadas.
4.2. Relación entre Ka y Kb.
4.3. Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH, constantes, grado de ionización.

5.-

Reacciones de hidrólisis de sales (estudio cualitativo).
5.1.
5.2.
5.3.
5.4.
5.5.

6.7.8.-

Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Sales procedentes deácido fuerte y base fuerte.
Calculo de concentraciones y pH. ( )

Disoluciones amortiguadoras. ( )
Indicadores de ácido-base. ( )
Valoraciones de ácido-base (volumetrías).
8.1. Neutralización (práctica de laboratorio).

CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES.
Ácidos:
•
•
•
•
•
•

Tienen sabor agrio.
Son corrosivos para la piel.
Enrojecen ciertos colorantes vegetales.
Disuelvensustancias
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 propiedades al reaccionar con ácidos.

DEFINICIÓN DE ARRHENIUS.
Publica en 1887su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución, se disocian en cationes y aniones.
F. Javier Gutiérrez Rodríguez

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• 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+
–

+

• 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 disocióde 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 se comporta como base (captura dichos H+).
Cuando un ácido pierde H+ seconvierte 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+
F. Javier Gutiérrez Rodríguez

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Ejemplo de disociación de un ácido:
• HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)
En este caso el H2Oactúa 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 que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de
electrones yformar 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 un par de electrones del H2O formando un enlace covalente...