PROPIEDADESACIDOS: Tienen sabor agrio. Reaccionan con metales activos con desplazamiento de hidrogeno (H2). Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos liberando CO2. Enrojecen al indicador tornasol. Decoloran a la fenolftaleína. Son corrosivos para la piel. BASES: Tiene sabor amargo. Son jabonosas al tacto. Se neutralizan con los ácidos. Azulean al indicador tornasol. A la fenolftaleína lo ponen color rojo grosella. TEORIAS DE ACIDOS Y BASES I. Teoría de Arrhenius. Acido : Sustancia que en disolución acuosas disocia cationes H+ AH(ac) H+ (ac) + A- (ac) Ejemplo: HCl (ac) H+ (ac) + Cl- (ac) Base: Sustancia que en disolución acuosas disocia aniones OH-. BOH(ac) B+ (ac) + OH- (ac) Ejemplo: Ca(OH)2 (ac) Ca2+ (ac) + 2OH- (ac) Limitaciones de la teoría: Solo es válido para soluciones acuosas. No explica el comportamiento básico del amoniaco NH3 Teoría de Bronsted y Lowry. Reacción de protolisis: H+ Acido + base base conjugado + ácido conjugado Acido: Es la sustancia que sede el protón H+ y se transforma en su base conjugada. Base: Es la sustancia que aceptas al protón H+ y se transforma en su ácido conjugado.II. Ejemplo de 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) . Ejemplo de 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). debe disponer al menos un par de e.libres Oxido básico. Ejemplo: . Cationes.libres. debe disponer de la menos un orbital vacío. Óxidos ácidos. Moléculas con par de e.y formar el enlace coordinado.III. Teoría de Lewis. Aniones. ÁCIDOS: Es la sustancia que acepta para compartir el par de e. Octeto incompleto. BASES: Es la sustancia que cede para compartir el par de e.y formar el enlace coordinado. Anfótero: Es la sustancia que puede actuar como acido o como base.etc.) EJM: HCl + H2O H3O+ + ClNH3 + H2O NH4+ + OH- POTENCIAL DE HIDROGENO (PH) Es una forma de expresar las concentraciones de iones de hidrogeno (H+) en soluciones diluidas. pH log [H3 O ] [H3O+]= 10–PH M POTENCIAL DE OXHIDRILO (POH) Es una forma de expresar las concentraciones de ion oxhidrilo(OH–) en soluciones diluidas. HCO3 . (H2O. pOH log [OH ] [OH-]= 10–POH M . HS-1. H2O (ℓ) + H2O (ℓ) H3O+ (ac) + OH.Kc = H3O+ · OH– H2O2 Kw = [H3O+][OH-] producto iónico del agua (25°c . Kw = 10-14 ) NOTA: En el caso de agua pura : H3O+ = OH– = 10–14 M2 = 10–7 M pH = pOH = 7 14 = pH + pOH .(ac) Como cualquier equilibrio este proceso vendrá gobernado por una constante: Kc = H3O+ · OH– H2O2.e iones hidronio H3O+ .Autoionización del agua Al disociarse las moléculas de agua dan lugar a iones hidróxido OH. Escala del PH a 25°C • Ácidas: H3O+ > 10–7 M pH < 7 • Básicas: H3O+ < 10–7 M pH > 7 • Neutras: H3O+ = 10–7 M pH = 7 . Kb ∞ H+ (ac) + A- (ac) 100 % . ESQUEMA: acido fuerte: 100% AH(ac) base fuerte: BOH(ac) . Ka ∞ B+ (ac) + OH. Reacciones irreversibles. Generan soluciones electrolíticas.(ac) .FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES EN SOLUCIÓN ACUOSA Ácidos y bases fuertes: Disociados prácticamente en sus iones al 100%. Procesos reversibles. Acido débil: HA(ac) + H2O (ℓ) H3O+ (ac) + A.(ac) .log [Kb] constante de disociación (K basicidad) . Sus soluciones son no electrolíticas.(ac) . Ácidos y bases débiles: Están disociado parcialmente. [ A ] [H 3O ] K C [H 2 O ] Ka [HA] Base débil: B (ac) + H2O(ℓ) BH+ (ac) + OH. [BH ] [OH ] K C [H 2 O ] Kb [B ] pKa= .log [Ka] constante de disociación (K acidez) pKb= . se desprecia frente a 1 con lo que: (Ka = c 2) . (Kb = c 2 ) De donde: Ka c Kb c . ) 1 Igualmente para una base: c 2 Kb 1 En el caso de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4).Relación entre la constante y el grado de disociación “” En la disociación de un ácido: [ A ] [H3O ] c c c 2 Ka [HA] c (1 . Relación entre Ka y Kb conjugada Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O A– + H3O+ Reacción de la base conjugada con el agua: A– + H2O HA + OH– A– x H3O+ HA x OH– Ka = —————— . Kb = —————— HA A– A– x H3O+ x HA x OH– Ka x Kb = ———————————— = KW HA x A– Ka x Kb = KW . . 4 1013 [ H 3O ][OH ] K w 1. 0 10 14 .por ejemplo: H3PO4 H 3 PO4 H 2O 4 H 2 PO H 3O [ H 2 PO4 ][H 3O ] [ H 3 PO4 ] [ HPO42 ][H 3O ] [ H 2 PO4 ] 2 4 HPO H 2O 2H 2O 3 4 PO H 3O OH H 3O K a 3 4.Ácidos poliproticos Los acidos poliproticos son aquellos acidos que tienen mas de un átomo H ionizable por molecula. -las sales de acidos y bases fuertes no se hidrolizan.Hidrolisis Es la reacción del anión o catión de una sal o ambos con el agua pero tiene lugar solamente donde se obtiene un acido o base débil. Son útiles las siguientes generalizaciones: -Este tipo reacción es lo contrario a la neutralización. . -las sales de acidos y bases débiles se hidrolizan sin embargo la disolución será acida o básica dependiendo de los valores del Kb y Ka. HCl.-Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte Por ejemplo: (HClO4.(aq) Na+ :Procede de una base fuerte (NaOH). HNO3) NaCl (s) + H2O Na+ (aq) + Cl.:procede de un acido fuerte (HCl) no se hidroliza Disolución neutra .No se hidroliza Cl.Para este tipo de reacciones tenemos 4 casos: 1. HBr. 2.Se hidroliza el ion NH4+ (aq) + H2O (ℓ) NH3 (aq) + H3O+ (aq) .(aq) NH4+ : Procede de una base débil (NH3)..Sales procedentes de ácido fuerte y base débil Por ejemplo: NH4Cl NH4Cl (s) + H2O NH4+ (aq) + Cl. 3.-Sales procedentes de ácido débil y base fuerte Por ejemplo: CH3COONa CH3COONa(s) + H2O CH3COO-(aq) + Na+(aq) CH3COO-: procede de un acido debil CH3COOH se hidroliza el ion CH3COO-(aq) + H2O(l) CH3COOH(aq) + OH-(aq) [CH 3COOH][OH ] Kw Kh Kb [CH 3COO ] Ka . .(aq) En este caso los 2 iones se hidrolizan La acidez o basicidad dependerá: Si Kh (catión) > Kh (anión) Þ Disolución ácida Si Kh (catión) < Kh (anión) Þ Disolución básica Si Kh (catión) = Kh (anión) Þ Disolución neutra .4.Sales procedentes de ácido débil y base débil Por ejemplo: NH4CN NH4CN (s) + H2O NH4+ (aq) + CN. Disoluciones reguladoras o amortiguadora Son aquellas soluciones cuyo valor de PH cambia solo muy ligeramente con la adición de pequeñas cantidades de un acido o una base. Las disoluciones reguladoras necesitan 2 componentes que uno neutralice la base y el otro el acido pero no se neutralicen entre si. Y esto consiste: .Un acido debil y su base conjugada .Una base debil y su acido conjugado . . . no será muy eficiente. ha de ser próximo a 1. Si es < 0.Del número de moles de ácido y base (deben ser altos para que la capacidad también lo sea) -Del cociente [base]/[ácido]. Mayor eficiencia: cuando pH = pKa .Pero el hecho de que puedas mantener el PH de una solución (capacidad amortiguadora) dependerá de estos factores: .1 ó > 10. para que la capacidad sea alta. Ecuación para las disoluciones reguladoras(ecuacion Henderson-Hasselbalch) Para llegar a esta expresión de la constante de ionización. HA y su sal: Y la constante de disociación será: . vamos a considerar una mezcla de un acido debil hipotético. Despejando [H3O] de la constante de disociación: Tomando logaritmos a ambos lados y aplicando la propiedad de los logaritmos para un producto se llega: E invirtiendo el cociente: . .(aq) Ind H O Ka HInd 3 HInd al añadir un indicador en una disolución estarán presentes las dos especies HInd e Ind-.Indicadores Son aquellos acidos y bases débiles cuyas formas acido/base conjugadas presentan colores diferentes H Ind (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + Ind. entonces el color del indicador es una combinación de colores de Hind e Ind . cualquier cambio en la concentración de iones hidronio en una solución un indicador acido-base. Como regla general se pueden usar las siguientes relaciones de concentración para predecir el color del indicador: [Hind]/[Ind] 10 [HInd]/[Ind] 0. llevara a un cambio en el estado de equilibrio.1 El color del acido el color de la base [Hind] predomina [Ind] predomina si [Hind] = [Ind].Según por Le Chartelier. . FIN .