Farmacia PBQ Tema1
Páginas: 34 (8312 palabras)
Publicado: 7 de enero de 2015
Tema 1- Ácidos y Bases
1.
Concepto Ácido-Base
2.
Fortaleza relativa de ácidos y bases
3.
Autoionización del agua. Concepto de pH y pOH
4.
Ácidos polipróticos: H3PO4 y H2SO4
5.
Los iones como ácidos y bases: Hidrólisis
6.
Disoluciones reguladoras
•
Amortiguadores fisiológicos
7.
Indicadores ácido-base
8.
Reacciones de neutralización y curvas devaloración
9.
Estructura molecular y carácter ácido-base
•
Fuerza de los ácidos binarios
•
Fuerza de los oxoácidos
•
Fuerza de los ácidos orgánicos
ÁCIDOS Y BASES
• Las ideas sobre los ácidos y bases están presentes de forma
habitual en la vida ordinaria:
– La lluvia ácida, pH (desodorantes, champús y antiácidos),
los zumos de frutas, etc.
• Antoine Lavoisier pensó queel elemento común a todos los
ácidos era el oxígeno (oxígeno en griego significa
“formador de ácido”).
• En 1810, Humphry Davy demuestra que el elemento común a
todos los ácidos es el hidrógeno: iones hidronio, H3O+.
También se les nombra como protones, H+.
Concepto ÁCIDO-BASE
1.- Teoría de Svante Arrhenius (1824)
•
ÁCIDO es una sustancia capaz de ceder iones hidrógeno (H+) endisolución acuosa.
Ejemplo: HCl.
H2O
HCl (g) →
H+ (aq) + Cl− (aq)
•
BASE es una sustancia capaz de producir iones hidroxilo (OH-) en disolución
acuosa. Ej: NaOH
H2O
NaOH (s) → Na+ (aq) + OH− (aq)
•
La propiedad más significativa de los ácidos y las bases es su capacidad de
cancelar o neutralizar uno las propiedades del otro:
–
Una reacción de neutralización consiste en lacombinación de iones hidrógeno e
iones hidroxilo para formar agua (ácido + base = sal + agua):
Na+ (aq) + OH− (aq) + H+ (aq) + Cl− (aq) → H2O (l) + Na+ (aq) + Cl− (aq)
•
Al eliminar los iones espectadores (Na+, Cl−), observamos claramente cómo los
protones del ácido y los aniones hidróxido de la base se combinan para formar agua.
Limitaciones de la teoría de Arrhenius
1. No explica elcomportamiento como bases, de
sustancias que no tienen grupos OH−. (Ej.: NH3).
2. Tampoco explica el comportamiento anfótero de
algunas sustancias, como el H2O.
2.- Teoría de BrØnsted –Lowry (1923)
• Un ácido es un dador de protones.
• Una base es un aceptor de protones.
Según esta teoría podemos explicar fácilmente el comportamiento básico del amoníaco
(no se entendía según la teoría deArrhenius):
NH3
Base 1
+
H2O
NH4+
Ácido 2
Ácido 1
+
OHBase 2
-
Una molécula de amoníaco actúa como base aceptando un protón, siendo el ion NH4+
el ácido conjugado de la misma.
-
Una molécula de agua actúa como ácido liberando un protón, siendo el ion hidroxilo
su base conjugada.
2.- Teoría de BrØnsted –Lowry (1923)
• Un ácido es un dador de protones.
•Una base es un aceptor de protones.
La teoría de BrØnsted – Lowry explica el comportamiento anfótero de algunas
sustancias como por ejemplo el agua (La teoría de Arrhenius no puede justifcarlo).
Ácido conjugado
NH3
+
Base 1
H2O
NH4+
Ácido 2
Ácido 1
Base conjugada
+
OH−
Base 2
• La molécula de agua actúa como ácido liberando un protón, siendo el ion hidroxilo subase conjugada.
Base conjugada Ácido conjugado
HCl
Ácido 2
+
H2O
H3O+
Base 1
Ácido 1
+
Cl−
Base 2
• La molécula de agua actúa como base aceptando un protón, siendo el ion hidronio su
ácido conjugado.
3.- Ácidos y Bases de Lewis
•
Teoría ácido-base de Lewis (1923):
Relacionada con el enlace y la estructura.
No está limitada a reacciones que impliquen ionesH+ OH− : reacciones en gases y
sólidos.
•
Un ácido de Lewis es una especie (átomo, ión o molécula) que puede aceptar un par
de electrones. Son sustancias con una capa de valencia incompleta, tienen orbitales
vacíos donde alojar pares de electrones.
•
Una base de Lewis es una especie que tiene un par de electrones libres. Es un dador
de pares de electrones.
• La reacción entre...
1.
Concepto Ácido-Base
2.
Fortaleza relativa de ácidos y bases
3.
Autoionización del agua. Concepto de pH y pOH
4.
Ácidos polipróticos: H3PO4 y H2SO4
5.
Los iones como ácidos y bases: Hidrólisis
6.
Disoluciones reguladoras
•
Amortiguadores fisiológicos
7.
Indicadores ácido-base
8.
Reacciones de neutralización y curvas devaloración
9.
Estructura molecular y carácter ácido-base
•
Fuerza de los ácidos binarios
•
Fuerza de los oxoácidos
•
Fuerza de los ácidos orgánicos
ÁCIDOS Y BASES
• Las ideas sobre los ácidos y bases están presentes de forma
habitual en la vida ordinaria:
– La lluvia ácida, pH (desodorantes, champús y antiácidos),
los zumos de frutas, etc.
• Antoine Lavoisier pensó queel elemento común a todos los
ácidos era el oxígeno (oxígeno en griego significa
“formador de ácido”).
• En 1810, Humphry Davy demuestra que el elemento común a
todos los ácidos es el hidrógeno: iones hidronio, H3O+.
También se les nombra como protones, H+.
Concepto ÁCIDO-BASE
1.- Teoría de Svante Arrhenius (1824)
•
ÁCIDO es una sustancia capaz de ceder iones hidrógeno (H+) endisolución acuosa.
Ejemplo: HCl.
H2O
HCl (g) →
H+ (aq) + Cl− (aq)
•
BASE es una sustancia capaz de producir iones hidroxilo (OH-) en disolución
acuosa. Ej: NaOH
H2O
NaOH (s) → Na+ (aq) + OH− (aq)
•
La propiedad más significativa de los ácidos y las bases es su capacidad de
cancelar o neutralizar uno las propiedades del otro:
–
Una reacción de neutralización consiste en lacombinación de iones hidrógeno e
iones hidroxilo para formar agua (ácido + base = sal + agua):
Na+ (aq) + OH− (aq) + H+ (aq) + Cl− (aq) → H2O (l) + Na+ (aq) + Cl− (aq)
•
Al eliminar los iones espectadores (Na+, Cl−), observamos claramente cómo los
protones del ácido y los aniones hidróxido de la base se combinan para formar agua.
Limitaciones de la teoría de Arrhenius
1. No explica elcomportamiento como bases, de
sustancias que no tienen grupos OH−. (Ej.: NH3).
2. Tampoco explica el comportamiento anfótero de
algunas sustancias, como el H2O.
2.- Teoría de BrØnsted –Lowry (1923)
• Un ácido es un dador de protones.
• Una base es un aceptor de protones.
Según esta teoría podemos explicar fácilmente el comportamiento básico del amoníaco
(no se entendía según la teoría deArrhenius):
NH3
Base 1
+
H2O
NH4+
Ácido 2
Ácido 1
+
OHBase 2
-
Una molécula de amoníaco actúa como base aceptando un protón, siendo el ion NH4+
el ácido conjugado de la misma.
-
Una molécula de agua actúa como ácido liberando un protón, siendo el ion hidroxilo
su base conjugada.
2.- Teoría de BrØnsted –Lowry (1923)
• Un ácido es un dador de protones.
•Una base es un aceptor de protones.
La teoría de BrØnsted – Lowry explica el comportamiento anfótero de algunas
sustancias como por ejemplo el agua (La teoría de Arrhenius no puede justifcarlo).
Ácido conjugado
NH3
+
Base 1
H2O
NH4+
Ácido 2
Ácido 1
Base conjugada
+
OH−
Base 2
• La molécula de agua actúa como ácido liberando un protón, siendo el ion hidroxilo subase conjugada.
Base conjugada Ácido conjugado
HCl
Ácido 2
+
H2O
H3O+
Base 1
Ácido 1
+
Cl−
Base 2
• La molécula de agua actúa como base aceptando un protón, siendo el ion hidronio su
ácido conjugado.
3.- Ácidos y Bases de Lewis
•
Teoría ácido-base de Lewis (1923):
Relacionada con el enlace y la estructura.
No está limitada a reacciones que impliquen ionesH+ OH− : reacciones en gases y
sólidos.
•
Un ácido de Lewis es una especie (átomo, ión o molécula) que puede aceptar un par
de electrones. Son sustancias con una capa de valencia incompleta, tienen orbitales
vacíos donde alojar pares de electrones.
•
Una base de Lewis es una especie que tiene un par de electrones libres. Es un dador
de pares de electrones.
• La reacción entre...
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