Acido Base

Ácido-Base
Profesor Pablo Ramírez García
Universidad Tecnológica de Chile
INACAP
Química General
1

2

Contenidos (1)
1.- Características de ácidos y bases
2.- Evolución histórica del concepto de
ácido y base.
1.1. Teoría de Arrhenius. Limitaciones.
2.2. Teoría de Brönsted-Lowry.
2.3. Teoría de Lewis

3.- Equilibrio de ionización del agua.
Concepto de pH.
4.- Fuerza de ácidosy bases.
4.1. Ácidos y bases conjugadas.
4.2. Relación entre Ka y Kb.
4.3. Cálculos de concentraciones en equilibrio,
pH, constantes, grado de disociación

Contenidos (2)

3

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

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

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

4

Características
ÁCIDOS:










Tienen sabor agrio.
Son corrosivos para la
piel.
Enrojecenciertos
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 propiedades al
reaccionarcon ácidos.

5

Definición de Arrhenius


Publica en 1887 su teoría de
“disociación iónica”.
* Hay sustancias (electrolitos) que en disolución
se disocian en cationes y aniones.





ÁCIDO: Sustancia que en disolución
acuosa disocia cationes H+.
BASE: Sustancia que en disolución acuosa
disocia aniones OH–.

6

Disociación




ÁCIDOS:
AH (en disolución acuosa)Ejemplos:

A– + H+

* HCl (en disolución acuosa) Cl– + H+
* H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+




BASES:
BOH (en disolución acuosa)
Ejemplo:
* NaOH (en disolución acuosa)

B + + OH–
Na+ + OH–

7

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
quese disoció de la base quedan en
disolución inalterados (sal disociada):
NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

8

Teoría de Brönsted-Lowry.





ÁCIDOS:
“Sustancia que en disolución cede H+”.
BASES:
“Sustancia que en disolución acepta H+”.

9

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”.

– H+

ÁCIDO (HA)

+ H+
+ H+

BASE (B)

– H+

BASE CONJ. (A–)

ÁC. CONJ. (HB+)

10

Ejemplo de par Ácido/base
conjugado
Disociación de un ácido:
 HCl (g) + H2O (l)
H3O+(ac) + Cl– (ac)
 En este caso el H2O actúa como base yel
HCl al perder el H+ se transforma en Cl–
(base conjugada)
Disociación de una base:
 NH3 (g) + H2O (l)
 NH4+ + OH–
 En este caso el H2O actúa como ácido pues
cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+
(ácido conjugado)

11

Teoría de Lewis
ÁCIDOS:
 “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y
formar un enlace covalente coordinado”.
BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para
formar un enlace covalente coordinado”.

12

Teoría de Lewis (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...