Cidos Bases

ÁCIDOS Y BASES
Daniel Adolfo Alcántara
Malca

Ácido-Base y Equilibrio
En 1680, Robert Boyle observó que los ácidos:
Iónico
1. Disuelven muchas sustancias.
2. Cambian el color de algunos pigmentos naturales
conocidos como indicadores.
3. Pierden sus propiedades cualitativas cuando se mezclan
con sustancias básicas.

En 1814, Gay-Lussac llegó a la conclusión
diciendo que los ácidos neutralizan alas
bases y ambos tipos de sustancias
solamente pueden definirse en términos de
sus reacciones mutuas.

ÁCIDOS
 Tienen sabor agrio.
 Cambian a rojo, el color del papel de tornasol azul. El
indicador de fenolftaleína es incoloro en presencia de
ácidos.
 Reaccionan con los metales activos:
2HCl(ac) + Mg(s)  MgCl2(ac) + H2(g)
 Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos, para
producir dióxidode carbono gaseoso:
HCl(ac) + NaHCO3(s)  NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g)
 Neutralizan a las bases formando sales

BASES
Tienen sabor amargo.
Son untuosas o resbalosas al tacto.
Cambian a azul, el color del papel de
tornasol rojo. Colorean de rojo grosella al
indicador de fenolftaleína
 Neutralizan a los ácidos formando
HCl(ac) + NaOH(ac)  NaCl(ac) + H2O(l)




Definiciones de Ácidos
y Bases
Definición de Arrhenius (1884)

 Ácido: Es la sustancia que en solución acuosa,
produce o libera sus hidrógenos estructurales como
iones H+ (protones).
HCl(ac)  H+(ac) + Cl-(ac)
CH3COOH(ac)
H+(ac) + CH3COO-(ac)
 Base: Es la sustancia que al disolverse en agua, libera
o desprende sus iones estructurales (OH)- (oxhidrilo).
NaOH(ac)  Na+(ac) +OH-(ac)
En general son electrolitos fuertes osimplemente ácidos
fuertes.
HClO4 > HI > HBr > HCl > H2SO4 > HNO3
 Fuerza ácida

Limitaciones de la Definición
de Arrhenius
 Define ácidos y bases sólo en solución acuosa.
 Experimentalmente no existe en solución acuosa el
ión H+ aislado, la representación más frecuente que
se encuentra es H3O+ (hidronio).
 Esta definición sólo es válida para especies
químicas que poseen en su estructura gruposOHdisociados y H+ disociados.
 No explica el carácter básico de la sustancias que
no contienen iones OH- en su estructura.
 No explica las reacciones ácido-base que no
producen agua.

Definiciones de Ácidos y
Bases
Definición de Brönsted-Lowry (1923)

Ácido: Es toda especie química capaz de donar un
protón H+ .
Base: Es toda especie química capaz de aceptar un
protón H+.
En esta definición, unareacción ácido- base resulta de la
transferencia de un protón de un ácido a una base.
Cuando un ácido pierde su protón se convierte
potencialmente en una base (a la que se denomina base
conjugada) y viceversa una base que acepta protones se
transforma en un ácido potencial (ácido conjugado).

Toda base tiene su ácido conjugado y todo
ácido tiene su base conjugada
PAR CONJUGADO
PAR CONJUGADO
ACIDO1

+BASE2

ACIDO CONJUGADO2 + BASE CONJUGADA1

H2SO4

+

H2 O

H3O+

+

HSO4–

HSO4–

+

H2 O

H30+

+

SO42–

H3O+

+

OH–

H2O

+

H2O

NH4+

+

Cl–

HCl

+

NH3

NH3

+

NH3

NH4+

+

NH2–

CH3COOH

+

H2 O

H3O+

+

CH3COO–

H2O

+

NaO

Na+.H2O

+

OH–

HCl

+

H2 O

H3O+

+

Cl–

Especie Anfótera o
Anfiprótica
Es aquella que se comporta como ácido o base frente a un ácido o
Base más fuerte queella. Generalmente son sales ácidas derivadas
de ácidos polipróticos.
ACIDO1

+

BASE2

AC. CONJUGADO2 + BASE CONJUGADA1

H2PO4–

+

H2O

H3O+

+

HPO42–

H3O+

+

H2PO4–

H3PO4

+

H2O

Fuerza Relativa de Ácidos y Bases
En términos de la teoría de Bronsted-Lowry, la fuerza
de un ácido y de una base está determinada por la
capacidad que tiene de donar o aceptar un protón.

Ácido Fuerte: Dona elprotón con bastante facilidad, se
disocian o ionizan totalmente. Tienen alta
conductividad eléctrica en solución acuosa.
Ej:
HCl(g) + H2O(l) 
H3O+(ac) + Cl-(ac)
Inicio 1mol 0
0
Final 0
1 mol
1 mol

Fuerza Relativa de Ácidos
y Bases
Base Fuerte: acepta el protón con
bastante facilidad, se disocian
totalmente. Tienen alta conductividad
eléctrica en solución acuosa.
Ej:
Inicio
Final

NaOH(s)...