Acidos Y Bases

BasesQma. 201 Unidad X: Ácidos y Bases


Conceptos de ácidos y bases
Los ácidos y las bases fueron reconocidos primero por propiedades simples como el sabor. El químico sueco Svante Arrhenius ideó el primer concepto exitoso de ácidos y bases. Concepto de Arrhenius
Ácidos: Sustancias que cuando se disuelven en agua aumentan la concentración de iones H+
Bases: Sustancias que cuando sedisuelven en agua aumentan la concentración de iones OHHCl → H+ + ClNaOH → Na+ + OH-

.

Propiedades de los ácidos
•Tienen un sabor agrio .
•Reaccionan con los metales activos produciendo hidrógeno gaseoso. •Reaccionan con las bases para formar agua y sales. • Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos para producir dióxido de carbono gaseoso. •Son buenos conductores de la electricidad ensoluciones acuosas

Propiedades de las Bases
•Tienen un sabor amargo. •Se sienten resbaladizas o jabonosas al tacto. •Reaccionan con ácidos formando agua y sales. •Las disoluciones acuosas de las bases conducen la electricidad

Concepto de ácido y bases de Bronsted - Lorwy son,
Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+ HCl + H2O H3O+ + Cl-

Unabase Bronsted – Lowry es un receptor de protones, pues puede aceptar un protón NH3+ H2O NH4+ + OH-

Esta definición es mucho más amplia que la formulada por Arrehnius pues esta únicamente se limitaba a soluciones acuosas. Pares conjugados : Todo ácido Bronsted – Lowry tiene su base conjugada y viceversa.

Un ácido conjugado resulta de la adición de un protón a una base de Bronsted.
Una baseconjugada es la especie que resulta cuando el ácido pierde un protón. Una especie anfótera puede actuar como un ácido o como una base dependiendo del otro reactivo.

Ejercicio Identifique los pares conjugados para la siguiente reacción :

1) NH3 + HF ↔ NH4+ + F2) CN- + H2O ↔ HCN + OH3) HCO3 - + HF ↔ H2CO3 + F4) CO32+ H2O ↔ HCO3 - + OH-

Concepto de Ácidos y Bases de Lewis

Un ácido de Lewises una sustancia capaz de formar un enlace covalente al aceptar un par de electrones de otra especie. Una base de Lewis es una sustancia que puede formar un enlace covalente donando un par de electrones a otra especie.

Fuerza de los ácidos y las bases:
La fuerza de un ácido se refiere a su habilidad o tendencia de perder un protón. Mientras más fuerte es el ácido más fácil pierde susprotones
Las bases fuertes son aquellas que mantienen sus protones más enérgicamente que otras. Los ácidos y las bases fuertes son electrolitos fuertes que para fines prácticos se disocian completamente en agua. HCl → H+ + ClNaOH → Na+ + OHLos ácidos débiles se ionizan de forma limitada en el agua.En el equilibrio las disoluciones acuosas de los ácidos debiles contienen una mezcla del ácido sin ionizar.Estructura molecular y fuerza ácida
Existen dos factores muy importantes en la determinación de las fuerzas relativas de los ácidos. 1) La fuerza del enlace: cuanto más fuerte sea el enlace más difícil es romper la molécula y por lo tanto el ácido será más débil. Para los ácidos binarios del tipo H-X la fuerza del ácido aumenta con el tamaño de X. Aumenta hacia abajo en la tabla períódica enel mismo grupo. HF < HCl < HBr < HI En un periodo la fuerza ácida aumenta con el aumento de la electronegatividad.

H2O < HF

Para los oxiácidos ( tipo H-Y-O ) cuando Y pertenece a un mismo grupo, la fuerza ácida aumenta con el aumento de la electronegatividad del átomo Y HClO > HBrO > HIO.

Para oxiácidos de un mismo átomo central Y , la fuerza ácida aumenta con el aumento del número deoxígenos. HClO < HClO2 < HClO3 1,0 x 10-7M, pH < 7.00 Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 x 10-7M, pH > 7.00 Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 x 10-7M, pH = 7.00 Se observa que el pH aumenta a medida que el [H+] disminuye.

En el caso del agua pura, tendremos:
Por tanto [H+] = [OH-] = 1 x 10-7 M pH = - log [H+] pH = - log [1 x 10-7] pH = 7 A 25°C, el pH del agua pura y de cualquier solución...