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FIGMM

3.2 TEORIA SOBRE ACIDOS Y BASES

Teoría de Svante Arrhenius ACIDO:

Sustancia

que

se

disocia

para

dar

un

Ión

dar

un

Ión

hidroneo (H+). HCl

H+

=

BASE:

Cl- (en solución acuosa)

+

Sustancia

que

se

disocia

para

oxidrilo (OH-). NaOH

Na+

=

Ejemplos:

OH-

+ H+

+

(en solución acuosa)

OH-

=

H2O

HCl(ac) + NaOH(ac) → H2O(l) + NaCl(ac) Acidos y Bases Preparado por: Lic. Nelli Guerrero G.

1

FIGMM

HNO3(ac) + KOH(ac) → H2O(l) + KNO3(ac) H2SO4(ac)

+

Ba(OH)2(ac)

→ 2H2O(l) + BaSO4(ac)

DISOCIACION ELECTROLITICA: Los electrolitos durante la disolución se descomponen en iones, los cuales dejan pasar corriente eléctrica. Fuertes: Disociación total, HCl, HNO3, sales alcalinas Electrolitos Debiles: Disociación parcial: H2CO3, H2S, H3PO4, H2SiO3, CH3COOH, H2O, HF. Kw = 10-14 Ka = 1.7 x10-5 En soluciones diluidas los electrolitos están totalmente disociados. Al aumentar la concentración, el grado de disociación disminuye.

TEORIA DE BRONSTED Y LOWRY (1923) ACIDO:

Sustancia

(ion

o

molécula)

capaz

de

ceder

protones. BASE:

Sustancia

(ion

o

molécula)

capaz

protones. ACIDO

=

BASE +

CH 3COOH  H 2O   CH 3COO -  H 3O 

Acido1

Base2

Base1

Acido2

PAR ACIDO BASE CONJUGADO PAR ACIDO BASE CONJUGADO Acidos y Bases Preparado por: Lic. Nelli Guerrero G.

2

H+ (PROTON)

de

aceptar

FIGMM

NH 3  H 2O �� � NH 4   OH Base1 Ac2 Ac1 Base2 PAR ACIDO BASE CONJUGADO PAR ACIDO BASE CONJUGADO Bronsted y Lowry le da importancia al solvente para que ocurra ionización, mientras que Arrehnius solo habla de disociación.

TEORIA DE LEWIS (1923) ACIDO: Sustancia que acepta un par de electrones en un orbital desocupado. HCl = H+ + Cl- (en solución acuosa) BASE: Sustancia que puede donar electrones. Ag+ + 2 :NH3 → [H3N:Ag:NH3]+

3.3 FUERZA DE LOS ACIDOS Y LAS BASES Si un ácido es fuerte, su base conjugada es débil y viceversa.  Acidos fuertes: HCl, HNO3, H2SO4, HBr, HClO4.  Acidos débiles: CH3COOH (Ac Acético), vinagre diluido.  HCOOH (Acido fórmico), hormigas, H2S, H3PO4, H3BO3. H 2CO3  H 2O � HCO3 -  H 3O 

H 2CO3

HCO3-  H 2O � CO32-  H 3O  H 2 SO4  H 2O � HSO4 -  H 3O  HSO - 4  H 2O � SO4 2-  H 3O 

Acidos y Bases Preparado por: Lic. Nelli Guerrero G.

3

H 2 SO4

FIGMM

Ácidos

Bases Conjugad.

H2SO4

HSO4-

HCl

Cl-

HNO3

NO3-

ión hidronio

H3O

H2 O

Agua

Acido oxálico

H2C2O4

HC2O4-

ión hidrógeno oxalato

ión hidrógeno sulfato

HSO4-

SO42-

ión sulfato

Ácidos fuertes (reaccionan Ácido sulfúrico completamente con agua para Cloruro de formar H3O+ y hidrógeno base conjugada Ácido nítrico

Ácidos débiles (no reaccionan totalmente con agua)

H3PO4

ión dihidrogeno fosfato

Ácido fosfórico ión dihidrogeno fosfato Ácido acético

Bases muy débiles (no Ión hidrógeno sulfato reaccionan con H3O+ para ión cloruro formar el ácido conjugado) ión nitrato

H2PO-4

HPO42-

Ión hidrógeno fosfato

HC2 H3 O2

C 2 H3 O 2 -

ión acetato

(CO2 + H2O) HCO3-

ión hidrógeno carbonato

H2S

HS-

ión hidrógeno sulfuro

H3PO4-

H2PO4 -

ión hidrógeno fosfato

ión amonio

NH4+

NH3

Amoniaco

Ión hidrogena carbonato

HCO

CO3

ión carbonato

Dióxido de carbono (AC) Sulfuro de hidrógeno Ácido fosfórico

3

H2O

2

OH-

ión hidróxido

3.4 IONIZACION DE ACIDOS Y BASES DEBILES, Ka

Y

Base fuerte

Ka



Arrhenius hizo cuantitativa la teoría ACIDO-BASE a traves de la constante de equilibrio.



Las constantes de equilibrio para las reacciones de ionizacion son una medida directa del poder de un acido. HCN  H O � CN -  H 3O 

2 Acidos y Bases Preparado por: Lic. Nelli Guerrero G.

4

FIGMM

� � CN - � H 3O  � � � � �� K eq = [ HCN ] [ H 2O ] � � CN - � H 3O  � � � � � K eq [ H 2O ] = K a = [ HCN ] Ka: Constante de ionización acida.

NH 3  H 2O � NH 4   OH � NH 4  � OH - � �� � �� K eq = � [ NH 3 ] [ H 2O ] � � NH 4  � OH - � � � � � K eq [ H 2O ] = K b = [ NH 3 ] Kb: Constante de ionización básica. 

Los equilibrios en fase liquida considera: [ ]= moles/L y se aplica a soluciones con [ ]