El documento presenta las principales teorías ácido-base: la teoría de Arrhenius, la teoría de Brønsted-Lowry y la teoría de Lewis. Explica que un ácido es una sustancia que puede donar protones según Arrhenius o transferir protones según Brønsted-Lowry, mientras que una base puede aceptar protones. También discute la autoionización del agua y la definición y cálculo de pH y pOH en soluciones acuosas.

1. EQUILIBRIO ACIDO-BASE 18-4-05

4. Teoría de Arrhenius Acido : sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de protones H 2 O HCl (g)  H + (ac) + Cl - (ac) Base: sustancia que cuando se disuelve en agua aumenta la concentración de hidróxilos H 2 O HONa(s)  OH - (ac) + Na + (ac)

6. Johannes Brønsted (1879-1947) Thomas Lowry (1874-1936)

8. Teoría de Brønsted-Lowry HCl (ac) + H 2 O (l) H 3 O + (ac) + Cl  (ac) Ácido Base Ac. conjugado Base conjugada NH 3 (ac) + H 2 O (l) NH 4 + (ac) + OH  (ac) Base Ácido Ac. conjugado Base conjugada

10. Gilbert Newton Lewis (1875-1946) Manuscrito original de Lewis

12. Teoría de Lewis Ácido Base H N H H  F B F F + F B F F N H H H

13. Electrolitos Los electrolitos son compuestos que conducen la electricidad cuando están disueltos o fundidos.

15. Etanol Ácido acético NaCl Conductímetro sencillo para soluciones acuosas

16. El agua como electrolito débil H 2 O(l) H 3 O + (ac) OH - (ac) H 2 O(l)

17. ¿Porque estos 2 iones tienen una importancia tan grande en solución acuosa? ¿Existe alguna relación entre sus concentraciones respectivas en estas soluciones?  Examinemos la disolución de la molécula de agua

18. [H+] [OH-] K=--------------------- [H 2 O] Kw = K [H 2 O] = [H+] [OH-] = 1x 10 -14  55 M Auto ionización del agua H 2 O(l) H 3 O + (ac) OH - (ac) H 2 O(l)

19. El protón en el agua Esta partícula con carga positiva interactúa fuertemente con los pares de electrones no enlazantes de las moléculas de agua para formar iones (ion hidronio) H + + :O —H  H — O —H H H

20. pH La concentracíón de H+ (ac) en una solución acuosa es ordinariamente muy pequeña . Por conveniencia, entonces , expresamos casi siempre [H+] en términos de pH, que define como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de [H + ] pH= - log a [H + ] En soluciones diluidas la a es semejante a la concentración pH= - log [H + ]

22. Medición aproximada del pH Indicador natural. Rojo pH = 1 Rosa pH = 4 Blanco pH = 7 Amarillo pH = 10 Amarillo intenso pH = 13

23. Medición aproximada del pH Indicador universal

24. pH = -log [H + ] pH: Definición Solución neutra Solución básica Solución ácida pH = 7 pH > 7 pH < 7

25. pOH = -log [OH - ] pOH: Definición Solución neutra Solución ácida Solución básica pH + pOH = 14 pOH = 7 pOH > 7 pOH < 7

26. Valores de pH para varias soluciones comunes

27. Acido fuerte y base fuerte Son sustancias que se ionizan totalmente . AH + H 2 O  A - + H 3 O + B + H 2 O  BH + + OH -

30. ¿Cuál es el pH de una solución de HCl de 1 x 10 -8 M? pH = -log [H + ] pH = -log [ 1 x 10 -8 ] pH = 8 Considerar la [H + ] de agua pH = 6,96 Un ácido no puede tener pH básico

32. AH + H 2 O  A - + H 3 O + B + H 2 O  BH + + OH - Son sustancias que se ionizan parcialmente Ácido débil - Base débil

35. Ácidos débiles [ H 3 O +  [A -  Ka = [AH  AH + H 2 O H 3 O + + A - Ci-x x x x . x Ka = Ci - x

36. B + H 2 O BH + + OH - Bases débiles [ BH +  [OH -  Kb = [B  Ci-x x x x . x Kb = Ci - x