Acidosybases10

ÁCIDOS Y BASES

EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Definición → Teorías ácido-base
Buscan relacionar las propiedades de los compuestos
con su composición y estructura.
Svante Arrhenius (1884)
Ácido: Sustancia que, al disolverse en agua, libera H+
HCl
H+ + Cl[H+] aumenta en la solución

Limitaciones de la Teoría de Arrhenius
9Contempla sólo soluciones acuosas
9Las sustancias deben tener H u OH en sucomposición
Fallas:
9 Hay sustancias que no poseen OH en su composición
y se comportan como bases.
9 Los H+ no están “libres” en el agua (fuerzas ión-dipolo)

Base: Sustancia que, al disolverse en agua, libera OHNaOH

Na+ + OH-

[OH-] aumenta en la solución

Conclusión:
Hay que tener en cuenta el solvente

ÁCIDOS Y BASES

ÁCIDOS Y BASES

Johannes Brønsted y Thomas Lowry (1923)
Ácido: dador de H+
Base:aceptor de H+
HCl + H2O
a
b

El H+ se transfiere del ácido a la base
H3O+ + Cl-

O2- + H2O
b
a
Ion hidronio

NH3(ac) + H2O(l)
b

NH4+(ac) + OH-(ac)

a

ÁCIDOS Y BASES

ÁCIDOS Y BASES

Pares ácidocido-base conjugados

Observaciones
9 Reacción ácido-base = transferencia de H+.

2 OH-

En un equilibrio ácido-base, hay transferencia de
protones en ambas direcciones de la reacción

9 No se restringe asoluciones acuosas.
9 Un ácido debe tener H en su composición (que pueda
perder como H+).
9 Una base debe tener un par de electrones libres (que
pueda utilizar para formar el enlace con el H+).

HA + H2O
a

b

a

Pares ácido-base conjugados
difieren en un H+

9 Una base no “necesita” tener OH en su composición.
9 El agua actúa como ácido frente a una base y como
base frente a un ácido (anfótero osustancia
anfotérica).

b

A- + H3O+

Ácido
Base

dona H+
acepta H+

base conjugada
ácido conjugado

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ÁCIDOS Y BASES

ÁCIDOS Y BASES

Autodisociació
Autodisociación del agua

Kw = [H+][OH-]

El agua pura es mal conductor de la corriente eléctrica.
Se ioniza en una proporción mínima.

H2O

H+ + OH-

Kw = [H+]2 = [OH-]2
2H2O

H3O+ + OH-

H2O

Kw = [H+][OH-]
Producto iónico del agua
Kw =

[H+] = [OH-] =10-7 M

H+ + OH-

Kw = [H3O+][OH-]

10-14

a 25ºC

10-7 M = 0,0000001 M
10-7

moles / litro

1 litro de H20 ≈ 56 moles

En el agua pura, se disocia 1 molécula de cada 5,6x108
En una solución neutra

[H+] = [OH-]

En una solución ácida

[H+] > [OH-]

En una solución básica

[H+] < [OH-]

ÁCIDOS Y BASES

ÁCIDOS Y BASES

La escala de pH

Kw = [H+][OH-]

Las concentraciones de H+ y OH- songeneralmente
muy bajas.
Se utiliza una escala logarítmica de concentraciones.

- log Kw = - log [H+] – log [OH-]
- log (10-14) = pH + pOH

pH = - log [H+]
Recordar:

[H+] = [OH-] = [Kw]1/2

14 = pH + pOH

y = log x <=> x = 10y
- pH = log [H+]

[H+] = 10 -pH
Análogamente: pOH = -log [OH-] y [OH-] = 10-pOH
Se define la función p como

a 25º
25ºC

Tipo de solució
solución

[H+]

[OH-]

pH

pOH

neutra

10-710-7

7

7

ácida

>10-7

<10-7

<7

>7

básica

<10-7

>10-7

>7

<7

p (x) = - log x

ÁCIDOS Y BASES

[H+]

ÁCIDOS Y BASES

Fuerza relativa de ácidos y bases
[OH-]

Fuerza de un ácido: tendencia a ceder H+
Fuerza de una base: tendencia a aceptar H+
Acido fuerte:
HA + H2O
A- + H3O+
9Se disocia totalmente.
9Transfiere totalmente su H+ al agua (base).
9Su base conjugada es extremadamente débil.

HA+ H2O
A- + H3O+
Acido débil:
9Se disocia parcialmente.
9Sólo una fracción de HA transfiere el H+ al agua (base).
9Su base conjugada tiene cierta tendencia a aceptar H+.

2

ÁCIDOS Y BASES

ÁCIDOS Y BASES

Ácidos fuertes

El valor de Ka indica la magnitud de la fuerza relativa de HA

HCl + H2O

H3O+ + Cl-

HCl

Acid13.swf

Ejemplo: ácido acético H3C-COOH (HAc)

H+ + Cl-

HAc + H2O

Otros ácidosfuertes: HNO3
H2SO4
HClO4
HBr
HI
Ácidos dé
débiles

HA + H2O

+
Ka = [A ][H3O ]
[HA]
+
Ka = [A ][H ]
[HA]

A- + H3O+

HA

A- + H+

ÁCIDOS Y BASES

Na+ + OH-

9Se disocian completamente.
9Su ácido conjugado es extremadamente débil.

9Se disocian parcialmente.
9Su ácido conjugado tiene cierta tendencia a ceder H+

ÁCIDOS Y BASES

H+ + A-

[H+] = [A-] = CHA
Ejemplo: HClO4 0,040 M

[H+] = 0,040...