acido-Base

Unidad 1. Reacciones
Ácido-Base y REDOX
Reacciones ácido base

AE: comprender los conceptos de ácido y
base.
Distinguir entre ácidos y bases.
Distinguir entre las teorías ácido-base
Comprender la autoionización del agua.
1

2

¿qué sabemos ?

3

Características
ÁCIDOS:
●
●

●

●
●

●

Tienen sabor agrio.
Son corrosivos para la
piel.
Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.
Disuelven sustanciasAtacan 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.

4

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–.

5

Disociación
●
●
●

ÁCIDOS:
AH (en disolución acuosa) → A– + H+
Ejemplos:
* HCl (en disolución acuosa) → Cl– + H+
* H2SO4 (en disolución acuosa) →SO42– + 2 H+

●●
●

BASES:
BOH (en disolución acuosa) → B + + OH–
Ejemplo:
* NaOH (en disolución acuosa) → Na+ + OH–

6

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–)

7

Teoría deBrönsted-Lowry.
●
●
●
●
●

ÁCIDOS:
“Sustancia que en disolución cede H+”.
BASES:
“Sustancia que en disolución acepta H+”.
REACCIÓN ÁCIDO-BASE:
TRANSFERENCIA DE H+

Par Ácido/base conjugado
●

●

8

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+ seconvierte en su “ácido conjugado”.

TÍPICAMENTE, LOS ÁCIDOS SON NEUTROS O CATIÓNICOS Y
LAS BASES NEUTRAS O ANIÓNICAS
BASE
CONJUGADA
DE HA

B

ÁCIDO
CONJUGADO
DE B

B ACEPTA H+
PARA FORMAR
HB+
B ES LA BASE
CONJUGADA
DE HB+

ÁCIDO DA H+ A
B PARA
FORMAR AHA ES EL
ÁCIDO
CONJUGADO
DE A-

HA +

A- + HB+

Teoría de Brönsted-Lowry

10

Ejemplo de par Ácido/base
conjugado
Disociación de un ácido:
+
–
● HCl(g) + H O (l) → H O (ac) + Cl (ac)
2
3
● En este caso el H O actúa como base y el
2+
HCl al perder el H se transforma en Cl–
(base conjugada)
Disociación de una base:
+
–
● NH (g) + H O (l)
NH
+
OH
3
2
4
● En este caso el H O actúa como ácido pues
2
+
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 aceptarun 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
●

REACCIÓN ÁCIDO-BASE: FORMACIÓN DE
UN ENLACE DATIVO O COORDINADO

ADUCTO ÁCIDO –BASE
DE LEWIS

13

Teoría de Lewis (Ejemplos)
●

●

HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)
Eneste 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+ + OH–
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+).

14

Teoría de Lewis (cont.)●

●

●

De esta manera, sustancias que no tienen
átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden
actuar como ácidos:
AlCl3 + :NH3
Cl3Al:NH3
Cl
H
|
|
Cl–Al + : N–H →
|
|
Cl
H

Cl H
|
|
Cl–Al←N–H
|
|
Cl H

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Equilibrio de ionización del agua.
●

●
●

●

●

La experiencia demuestra que el agua tiene una
pequeña conductividad eléctrica lo que indica que
está parcialmente disociado en iones:
2 H2O...