Ácido- Base

Integrantes: Victor Arias Jessica Briceño Andrea Lara

Ácido-Base

Robert Boyle, H Davy, J. Liebig y otros han establecido algunas propiedades para los acidos y bases que podemos resumirla de la siguiente manera:

Un ácido es un a sustancia que contiene hidrogeno y que en solucion acuosa:

tiene sabor agrio enrojece algunos colorantes vegetales como el tornasol azul reacciona con algunos metales desprendiendo H2 Se comporta como electrolito pH menor a 7 Una base, es una sustancia que contiene OH y que en solucion

acuosa: Tiene sabor amargo Al tacto es resbaladizo Vuelve azul algunos colorantes vegetales como el tornasol rojo Reacciona con un acido en forma tal que ambos anulan sus

propiedades, se neutralizan Se comporta como electrolito pH mayor a 7

Teorías de ácidos-base

La teoría clásica de ArrheniusLa teoría clásica de Arrhenius Define a un ácido como una sustancia que

proporciona iones H+ y una base que proporciona iones OH-, para ambos casos es imprescindible que se encuentre en solución acuosa

Ej. HCl(ac) H+ (ac)+ Cl- (ac) Ácido NaOH (ac) Na+ (ac) + OH- (ac)

Base

Teoría de Lowry-BrönstedTeoría de Lowry-Brönsted

J.N. Brönsted en Dinamarca e independiente T.M. Lowry en Inglaterra, propusieron un concepto más general y elaborado. Un ácido es una sustancia que puede en condiciones apropiadas donar un protón. En cambio una base es una sustancia que puede aceptar un protón.

Ej. HCl + NH3 NH4+ + Cl- Ácido base ácido base Conjugado conjugada HCl + H2O H3O+ + Cl- Ácido Base ácido base Conjugado conjugada

Por lo tanto: Ácido y base conjugado o base y acido conjugado

son los miembros de un par ácido-base, que se relacionan mutuamente por ganancia o pérdida de un protón.

El concepto de Lowry-Brönsted es funcional, pues de acuerdo con el, las sustancias son ácidos o bases, según donen o acepten protones en una determinada reacción, sin embargo, es evidente que algunas sustancias tienen más tendencia a donar protones que otras, es decir, son ácidos más fuertes y algunas sustancias tienen más tendencia que otras a aceptar protones, es decir, son bases más fuertes

Teoría de Lewis

Lewis fue el primero en definir ácidos-bases dirigiendo la atención sobre la idea de que las bases donan pares de electrones que comparten con los protones donados por los ácidos. Así. Un ácido puede definirse como una sustancia que acepta pares de electrones y una base como una sustancia que tiene pares de electrones disponibles

Ej

Reconocimiento de ácidos-bases en reacciones

Recordemos que según Lowry-Brönsted un ácido es una sustancia que dona protones y una base una sustancia que capta protones

Según las circunstancias algunas sustancias se pueden comportar como ácidos o bases, estas sustancias se conocen como anfolitos

Fuerza de los ácidos-base

Si un ácido tiene mayor tendencia a donar protones que otro , se dice que es un ácido más fuerte, y si una base tiene mayor tendencia a aceptar protones que otra, se dice que es una base más fuerte.

Recordemos que tanto los ácidos como las bases se caracterizan por ser electrolitos, esto quiere decir que en soluciones acuosas están disociadas en iones en mayor o menor grado.

Electrolitos fuertes son aquellos que están completamente o casi completamente disociados.

Electrolitos débiles son aquellos que están disociados solo parcialmente. En consecuencia podría construirse una escala de acidez y basicidad, en la cual las fuerzas de los ácidos y las fuerzas de las bases vendrían expresadas en términos de las capacidades relativas de los compuestos, para donar o aceptar protones.

La acidez puede describirse en términos de la fuerza de una sustancia como electrolito en un solvente determinado. Análogamente, la basicidad puede describirse en términos de la fuerza de una sustancia como electrolito en un solvente determinado

Medidas de acidez

Una gran concentración de H+ determina que una solución sea ácida

Una gran concentración de OH- determina que una solución sea básica

Si la concentración de H+ y la de OH- son iguales, entonces la solución es neutra

Descrito de otra manera [H+] > [OH-] Solución ácida [H+] = [OH-] Solución neutra [H+] < [OH-] Solución básica La expresión de la constante de equilibrio del agua (Kw) es: Kw= [H+]*[OH-] = 10^-14 Sea una solución ácida, básica o neutra siempre se debe

cumplir que: [H+]*[OH-] = 10^-14

Reacciones de neutralización

Al mezclar un ácido fuerte con un base fuerte estos reaccionan en forma tal que ambos destruyen sus propiedades.

La neutralización entre una base y un ácido fuerte se considera como la combinación de H+ y OH- para formar agua