TEORIA Acido Base

Reacciones ácido-base

Tema 2
Estequiometría

Tema 3
Termoquímica

Tema 4
Espontaneidad

¿Cuánto se produce?
¿Cuánto reacciona?

¿Desprende o absorbe calor?
¿Cuánto calor?

¿Por qué se produce?
¿En qué dirección?

Tema 5
Equilibrio

Reacciones químicas

¿Cuándo se alcanza?
¿Cómo modificarlo?

¿Cómo de rápido va?
¿Cómo acelerarla?

Tipos

Tema 6
Eq. de fases

Tema 11
Cinética

Tema 7Disoluciones

Tema 8: Eq. ácido-base
Tema 9: Eq. solubilidad
Tema 10: Eq. redox

“Probablemente no haya otro tipo de equilibrio
tan importante con el de ácidos y bases”
B. M. Mahan y R. J. Myers
Química. Curso Universitario (4ª ed.).

CONTENIDO
1.- Definiciones de ácidos y bases.
2.- La autoionización del agua. Escala de pH.
3.- Fuerza de ácidos y bases. Constantes de ionización.
4.- Tratamiento exacto delos equilibrios de ionización.
5.- Hidrólisis.
6.- Disoluciones amortiguadoras.
7.- Indicadores.
8.- Valoraciones ácido-base.

1

DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.

1.1.- Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
HCl  H+ (aq) + Cl- (aq)

Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OHNaOH Na+ (aq) + OH- (aq)

1903
Tercer premio Nobel
de Química
“En reconocimiento a losextraodinarios servicios que ha
prestado al avance de la química mediante su teoría
electrolítica de la disociación”.
[http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1903/index.html]

Svante 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

1.2.-Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + CH3COO- (aq)
ácido

base

ácido

base

Transferencia
protónica

Par ácido-base conjugado
Ventajas

* Ya no se limita a disoluciones acuosas
* Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH3
Sustancia anfótera

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) +OH- (aq)

(puede actuar como
ácido o como base)

Johannes Nicolaus Brønsted
(1879-1947)

Thomas Martin Lowry
(1874-1936)

1.3.- Lewis (1923)
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par
de electrones no compartidos.
H

H+ +

:N

H
H

+

H
H

N

H
H

Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones
Base: Especie que puede ceder pares de electrones

El H+ es ácido de Lewis, pero no esel único.
La base puede ceder pares de electrones a otras especies
Definición más general
F

H
N:

H

+

B

H

F
F

base

ácido

F

H
H

N
H

B

F
F

Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)

2

LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA.
ESCALA DE pH.

Equilibrio de autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l) H3O+ (aq) + OH- (aq)

Producto iónico del agua
A 25ºC, Kw = 10-14

pH = log [H3O+]
pOH = log [OH-]

Kw =[H3O+][OH-]

[Tomando logaritmos y cambiando el signo]

log 10-14 = log [H3O+] log [OH-]
14 = pH + pOH

Agua pura: [H3O+] = [OH-] ; [H3O+] = 10-7 pH = 7
[OH-] = 10-7 pOH = 7

DISOLUCIÓN
NEUTRA

DISOLUCIÓN
ÁCIDA

DISOLUCIÓN
BÁSICA

[H3O+] = [OH-]
pH = 7

[H3O+] > [OH-]
pH < 7

[H3O+] < [OH-]
pH > 7

ácida

7

básica

pH

3

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.
CONSTANTES DE IONIZACIÓN.

Fuerza deun ácido o base: mayor o menor tendencia a transferir
o aceptar un protón.
Medida cuantitativa: constante de equilibrio de su reacción con agua.
HA(aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + A- (aq)

[A  ][H 3O  ]
Ka 
[HA]
Constante de acidez
(de disociación, de ionización)

Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka (menor pKa)
Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3, HClO4, ...)
se encuentra totalmentedisociado
(Ka >> 1, Ka  )

Análogamente con las bases:
B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) + OH- (aq)

[BH  ][OH  ]
Kb 
[B]
Constante de basicidad

Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor pKb)
Caso extremo: base fuerte (p.ej. NaOH, KOH, ...)
se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1, Kb  )
En el caso de un par ácido-base conjugado, Ka y Kb están relacionadas
B (aq) + H2O (l) BH+ (aq) +...