quimica

Ácido-Base
Unidad 5

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Contenidos (1)
1.- Características de ácidos y bases
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 y bases conjugadas.
4.2. Relación entre Ka y Kb.
4.3.Cálculos de concentraciones en equilibrio, pH,
constantes, grado de disociación

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Características
ÁCIDOS:

BASES:

 Tienen sabor agrio.
 Son corrosivos para la
piel.
 Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.
 Disuelven sustancias
 Atacan a los metales
desprendiendo H2.
 Pierden sus propiedades
al reaccionar con bases.

 Tiene sabor amargo.
 Suaves al tacto perocorrosivos con la piel.
 Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales.
 Precipitan sustancias
disueltas por ácidos.
 Disuelven grasas.
 Pierden sus propiedades
al reaccionar con ácidos.

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1903
Tercer premio
Nobel
de Química

“En reconocimiento a los extraordinarios servicios que ha
prestado al avance de la química mediante su teoría
electrolítica de la disociación”.[http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1903/index.html]

Svante August Arrhenius
(1859-1927)

Limitaciones:
* Sustancias con propiedades básicas que no contienen
iones hidroxilo (p.ej.: NH3 líquido)
* Se limita a disoluciones acuosas.

Se requiere una perspectiva más general

Definición de Arrhenius
Publica en 1887 su teoría de
“disociación iónica”.
› Hay sustancias (electrolitos) queen 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–.
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Disociación
ÁCIDOS:
AH (en disolución acuosa)  A– + H+
Ejemplos:

› HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+
› H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+

BASES:
BOH (en disolución acuosa)  B + + OH–Ejemplo:

› NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–

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Neutralización
• Se produce al reaccionar un ácido con una
base por formación 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–)

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Johannes Nicolaus
Brønsted
(1879-1947)

Thomas MartinLowry
(1874-1936)

Teoría de Brönsted-Lowry.
ÁCIDOS:
“Sustancia que en disolución cede H+”.
BASES:
“Sustancia que en disolución acepta H+”.

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Par Ácido/base conjugado
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
captura H+ seconvierte en su “ácido
conjugado”.
ÁCIDO (HA)
BASE (B)

– H+
+ H+
+ H+
–

H+

BASE CONJ. (A–)
ÁC. CONJ. (HB+)

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Ejemplo de par Ácido/base
conjugado
Disociación 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–
Eneste caso el H2O actúa como ácido pues cede
H+ al NH3 que se transforma en NH4+ (ácido
conjugado)
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Teoría de Lewis
ÁCIDOS:
“Sustancia que contiene 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El H+ es ácido de Lewis, pero no es el único.
La base puede ceder pares de electrones a otras especies
Definición más general
H

F

H

N:

+

B

H

F
F

base

ácido

F

H
H

N
H

B

F
F

Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)

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 H)...