Presentación de ácidos y bases.

1. 1
Ácido-Base

2. 2
Características
ÁCIDOS:
Tienen sabor agrio.
Son corrosivos para la
piel.
Enrojecen ciertos
colorantes vegetales.
Disuelven sustancias
Atacan a los metales
desprendiendo H2.
Pierden sus propiedades al
reaccionar con bases.
BASES:
Tiene sabor amargo.
Suaves al tacto pero
corrosivos con la piel.
Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales.
Precipitan sustancias
disueltas por ácidos.
Disuelven grasas.
Pierden sus propiedades al
reaccionar con ácidos.

3. 3
TEORIAS: Arrhenius
Publica en 1887 su teoría de
“disociación iónica”.
* Hay sustancias (electrolitos) que en disolución
acuosa se disocian en cationes y aniones.
ÁCIDO: Sustancia que en disolución
acuosa disocia cationes H+.
BASE: Sustancia que en disolución acuosa
disocia aniones OH–.

4. 4
Disociación
ÁCIDOS:
AH (en disolución acuosa)  A– + H+
Ejemplos:
* HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+
* H2SO4 (en disolución acuosa) SO4
2– + 2 H+
BASES:
BOH (en disolución acuosa)  B + + OH–
Ejemplo:
* NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–

5. 5
Neutralización
Se produce al reaccionar un ácido con una
base por formación de agua:
H+ + OH– — H2O
El anión que se disoció del ácido y el catión
que se disoció de la base quedan en
disolución inalterados (sal disociada):
NaOH +HCl — H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

6. 6
Teoría de Brönsted-Lowry.
ÁCIDOS:
“Sustancia que en disolución cede H+”.
BASES:
“Sustancia que en disolución acepta H+”.

7. 7
Par Ácido/base conjugado
Siempre que una sustancia se comporta como
ácido (cede H+) hay otra que se comporta
como base (captura dichos H+).
Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su
“base conjugada” y cuando una base captura
H+ se convierte en su “ácido conjugado”.
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)
– H+
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)
+ H+
– H+

8. 8
Ejemplo de par Ácido/base
conjugado
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)
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)

9. 9
Teoría de Lewis ( )
ÁCIDOS:
“Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y
formar un enlace covalente coordinado”.
BASES:
“Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para
formar un enlace covalente coordinado”.

10. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY
ÁCIDO BASE ÁCIDO BASE
H2S + H2O H3O+ + SH-
HS- + OH- H2O + S2-
HCl + NH3 NH4
+ + Cl-
H2O + OH- H2O + OH-
H+(A-) + H2O H3O+ + (A-)
EL AGUA ES ANFIPRÓTICA

11. TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY
HCl + OH- Cl- + H2O
ÁCIDO
FUERTE
BASE
FUERTE
BASE
CONJUGADA
DÉBIL
ÁCIDO
CONJUGADO
DÉBIL
Un ácido fuerte se disocia completamente
en sus iones
HA H+ + A-

12. 12
Equilibrio de ionización del agua.
La experiencia demuestra que el agua tiene
conductividad eléctrica lo que indica que está
parcialmente disociado en iones:
2 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac)
H3O+ · OH–
Kc = ——————
H2O2
Como H2O es constante por tratarse de un
líquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2
conocido como “producto iónico del agua”

 [ ]×[ ]
-
w 3
K H O OH

13. 13
Tipos de disoluciones
Ácidas: H3O+ > 10–7 M  pH < 7
Básicas: H3O+ < 10–7 M  pH > 7
Neutras: H3O+ = 10–7 M  pH = 7
En todos los casos: Kw = H3O+ · OH–
luego si H3O+ aumenta (disociación de un
ácido), entonces OH– debe disminuir

14. 14
Gráfica de pH en sustancias
comunes
ÁCIDO BÁSICO
14
1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13
5 7
Zumo de
limón Cerveza
Leche
Sangre
Agua mar
Amoniaco
Agua destilada

15. 15
Ácidos fuertes: se disocian
completamente
HCl+ H2O →H3O++ Cl-
Bases fuertes se disocian
completamente
NaOH → Na++ OH-

16. 16
Ácidos débiles NO se disocian
completamente
Ka
HAc+ H2O → H3O+ +Ac-
Ka = [H3O+] [Ac-]
[HAc]

17. 17
Bases débiles NO se disocian
completamente
NH3+ H2O = NH4OH
NH4+ + OH-
Kb= NH4+ + OH-
[NH4OH

18. 18
Concepto de pOH.
A veces se usa este otro concepto, casi
idéntico al de pH:
Como Kw = H3O+ · OH– = 10–14 M2
Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
pH + pOH = 14
para una temperatura de 25ºC.
pOH log [OH ]

 

19. 19
Electrolitos fuertes y débiles
Electrolitos fuertes: ()
Están totalmente disociados
* Ejemplos: HCl (ac)  Cl– + H+
NaOH (ac)  Na+ + OH–
Electrolitos débiles: ()
Están disociados parcialmente
* Ejemplos: CH3–COOH (ac)  CH3–COO– + H+
NH3 (ac)+ H2O  NH4
+ + OH–

20. 20
Tipos de hidrólisis.
Según procedan el catión y el anión de un
ácido o una base fuerte o débil, las sales se
clasifican en:
Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
* Ejemplo: NaCl
Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
* Ejemplo: NaCN
Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
* Ejemplo: NH4Cl
Sales procedentes de ácido débil y base débil.
* Ejemplo: NH4CN

21. 21
Sales procedentes de ácido
fuerte y base débil.
Ejemplo: NH4Cl
SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya
que el NH4
+ es un ácido relativamente
fuerte y reacciona con agua mientras que el
Cl– es una base débil y no lo hace de forma
significativa:
NH4
+ + H2O  NH3 + H3O+
lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).

22. 22
Disoluciones
amortiguadoras (tampón)
Son capaces de mantener el pH después de
añadir pequeñas cantidades tanto de ácido
como de base. Están formadas por:
Disoluciones de ácido débil + sal de dicho
ácido débil con catión neutro:
* Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
Disoluciones de base débil + sal de dicha
base débil con anión neutro:
* Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.

23. 23
Algunos indicadores de pH
Indicador
Color forma
ácida
Color forma
básica
Zona de
viraje (pH)
Violeta de
metilo
Amarillo Violeta 0-2
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de
metilo
Rojo Amarillo 4-6
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

24. 24
Valoraciones ácido-base
Valorar es medir la
concentración de un
determinado ácido o
base a partir del
análisis volumétrico
de la base o ácido
utilizado en la
reacción de
neutralización.

25. 25
Valoraciones ácido-base
Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b