estequiometria

1

Ácido-Base
Unidad 4

2

Contenidos (1)


1.- Características de ácidos y basees



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 ácidos y bases.


4.1. Ácidos ybases 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.  Sales procedentes de ácido fuerte
base débil.
5.2.  Sales procedentes de ácido débil
base fuerte.
5.3.  Sales procedentes de ácido débil
base débil.5.4.  Sales procedentes de ácido fuerte
base fuerte.
5.5.  Calculo de concentraciones y pH. ()

y
y
y
y

6.-  Disoluciones amortiguadoras. ()
7.- Indicadores de ácido-base. ()
8.-  Valoraciones de ácido-base (volumetrías).

8.1. 
Neutralización
laboratorio).

(práctica

de

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
reaccionar conácidos.

5

Definición de Arrhenius


Publica en 1887 su teoría de
“disociación iónica”.
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

Ejemplos:



(en disolución acuosa)  A

(en disolución acuosa)  Cl + H
H SO (en disolución acuosa) SO
+2H
HCl
2

–

4



BASES:



BOH



Ejemplo:


+ H+

–

4

(en disolución acuosa)

NaOH

+

2–

 B

(en disolución acuosa)  Na

+

+

+

+ OH–

+ OH–

7

Neutralización



Se produce al reaccionar un ácido con una base porformación 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–)

8

Teoría de Brönsted-Lowry.


ÁCIDOS:



“Sustancia que en disolución cede H+”.



BASES:



“Sustancia que en disolución acepta H+”.

Par Ácido/base conjugado
9 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
– H+ captura H+ se –
BASE
CONJ. (A )
ÁCIDO (HA)
convierte
en su “ácido
conjugado”.

+ H+

BASE (B)

+ H+
– H+

ÁC. CONJ. (HB+)

10

Ejemplo de par Ácido/base
conjugadoDisociación de un ácido:
 HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac)
 En este caso el H2O actúa como base y el 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 quecontiene 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...