teorías ácido-base, neutralización

1. QUÍMICA
Bienvenidos

2. EQUILIBRIO
IÓNICO
QUÍMICA
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3. Equilibrio Iónico
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Es un tipo especial de equilibrio químico que se establece en solución
acuosa, cuando algunos solutos se disocian al disolverse.
Los compuestos iónicos se disocian en cationes metálicos y aniones:
𝐶𝑎𝑆𝑂4 𝑠
𝐻2 𝑂
𝐶𝑎+2 + (𝑆𝑂4)−2 Usualmente estas reacciones son irreversibles
Algunos compuestos covalentes se disocian emitiendo iones determinados:
𝐻𝐶𝑙𝑂4 𝐻+ + (𝐶𝑙𝑂4)−1
Muchas de estas reacciones son reversibles
En estos casos las moléculas no se disocian al 100%
Los ácidos y las bases sufren este tipo de reacciones
y son el enfoque principal del equilibrio iónico

4. Teorías Ácido-Base
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Ácido Base
* Sabor agrio
* Reaccionan con metales
como Zn o Fe produciendo
hidrógeno gaseoso
* Reaccionan con las bases
produciendo sales
* Cambian el color del
tornasol a rojo
* Sabor amargo y tacto
jabonoso
* No reaccionan con metales
* Reaccionan con las bases
produciendo sales
* Cambian el color del
tornasol a azul
Ácidos y bases tienen
un comportamiento
antagónico
¿Qué hace que una sustancia
se comporte como ácido o
como base?

5. Teorías Ácido-Base
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Teoría Ácido – Base de Arrhenius
ÁCIDO:
BASE:
Sustancia que se disocia produciendo iones H+ en solución acuosa
Sustancia que se disocia produciendo iones (OH)- en solución acuosa
𝐻𝑁𝑂2(𝑎𝑐) 𝐻+
(𝑎𝑐) + 𝑁𝑂2
−
(𝑎𝑐)
𝑀𝑔 𝑂𝐻 2 𝑎𝑐 𝑀𝑔+2
𝑎𝑐 + 2 𝑂𝐻 −
(𝑎𝑐)
La teoría es útil, pero tiene limitaciones; entre ellas el uso exclusivo para soluciones
acuosas, y el no justificar el comportamiento básico de sustancias que no poseen
iones hidroxilo

6. Teorías Ácido-Base
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Teoría Ácido – Base de Brønsted-Lowry
ÁCIDO:
BASE:
Sustancia que se disocia produciendo iones H+ en solución acuosa
Sustancia que acepta iones H+ en disolución acuosa
𝐻2 𝑆𝑂3(𝑎𝑐) 2𝐻+
(𝑎𝑐) + 𝑆𝑂3
−2
(𝑎𝑐)
𝑁𝐻3 𝑎𝑐 + 𝐻+
(𝑎𝑐) 𝑁𝐻4
+1
𝑎𝑐
Al perder iones H+ un ácido se transforma en su respectiva base
conjugada, la cual puede volver a ganar iones regresando al estado ácido
Igual que en la
teoría de Arrhenius

7. Fuerza Ácida y Fuerza Básica
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No todos los ácidos se disocian completamente. Conforme el número de moléculas
que pueden disociarse aumenta, se dice que el ácido es más fuerte. Sucede algo
similar con la capacidad de captar iones H+ en las bases.
Las bases de Arrhenius usualmente
son más fuertes que las de la tabla
(bases con OH)

8. Comportamiento del ión H+ en el agua
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H+
Átomo de hidrógeno que ha perdido su electrón
Catión, se siente atraído hacia electrones libres
𝐻2 𝑂 𝑙 + 𝐻+
𝑎𝑐 𝐻3 𝑂+
(𝑎𝑐)Reacción entre el ión H+ y una molécula de agua:
IÓN HIDRONIO
Autoionización del agua: Las moléculas de agua tienden a disociarse de forma espontánea y
débil, en función de la temperatura
𝐻2 𝑂 𝑙 + 𝐻2 𝑂 𝑙 𝐻3 𝑂+
𝑎𝑐 + 𝑂𝐻−
(𝑎𝑐)
Acepta un H+: Base
Dona un H+: Ácido
La molécula de agua puede comportarse
como ácido o como base, por lo que se le
denomina anfipática o anfiprótica

9. Equilibrio Iónico en el agua
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Tomando como base la reacción de autoionización del agua:
𝐻2 𝑂 𝑙 + 𝐻2 𝑂 𝑙 𝐻3 𝑂+
𝑎𝑐 + 𝑂𝐻−
(𝑎𝑐)
La constante de equilibrio será: 𝐾𝑐 = 𝐻3 𝑂+
𝑂𝐻−
La constante de equilibrio para esta reacción
suele denominarse producto iónico del agua,
y el valor experimental medido es 1x10-7 M
Con un margen mínimo de error puede asumirse que [H3O+] = [OH-], por lo que se cumple:
𝐻3 𝑂+
= 1 × 10−7
𝑀
Esta es la concentración de iones ácidos en el agua pura
Las soluciones más ácidas tienen concentraciones mayores
Nota: [H+] y [H3O+] se usan indistintamente

10. Escala de pH
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Las concentraciones de iones H+ en las soluciones son números muy pequeños
Para expresarlas de mejor forma se emplea la escala de potencial
de hidrógeno, o escala de pH
𝑝𝐻 = − log 𝐻+
= − log 𝐻3 𝑂+
Para el agua pura, el pH será: 𝑝𝐻 = − log 10−7
= 7 → pH neutro
Si [H+] ↑ entonces pH ↓
SOLUCIÓN ÁCIDA
Si [H+] ↓ entonces pH ↑
SOLUCIÓN BÁSICA
Distintas sustancias tendrán
distintos valores de pH

11. Relación entre pH y pOH
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En algunas soluciones básicas no se puede medir directamente [H+], por lo que se
requiere otra medida representativa para la determinación del pH
En estos casos se emplea el potencial de hidroxilo o pOH, que se define de forma similar:
𝑝𝑂𝐻 = − log 𝑂𝐻−
Dado que [H+]x[OH-] es igual al producto iónico del agua, independientemente del tipo de
solución (ácida o básica), se debe cumplir:
𝑝𝑂𝐻 + 𝑝𝐻 = 14

12. Teorías Ácido-Base
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Teoría Ácido – Base de Lewis
ÁCIDO:
Sustancia que puede aceptar un par de electrones
Se basa en el análisis de las estructuras moleculares, de
los enlaces y los electrones libres presentes
BASE:
Sustancia que puede donar un par de electrones
Ejemplo: Fluoruro de Boro
Sustancia con octeto
incompleto
→ El átomo central
puede recibir más e-
Ejemplo: Amoníaco
Sustancia con electrones
libres en su estructura
→ Puede generar un
enlace más (coordinado)
Ejemplos:
Cationes, iones metálicos, compuestos con octetos
incompletos
Ejemplos:
Aniones monoatómicos y poliatómicos,
compuestos con enlaces múltiples

13. Neutralización
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Es la reacción que se produce entre un ácido y una base; donde ambos anulan
mutuamente sus propiedades químicas
Neutralización de
acuerdo a Arrhenius
Neutralización de
acuerdo a Brønsted-Lowry
Neutralización de
acuerdo a Lewis
Los iones H+ y OH- reaccionan para generar agua.
Las bases y ácidos conjugados forman una sal
Se transfieren los iones H+ del ácido a la base, se forman los
conjugados, que pueden dar lugar a otros compuestos o iones
Los electrones donados por la base son aceptados por
el ácido, generando un nuevo enlace coordinado
𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2 𝑂
𝑁𝐻3 + 𝐻2 𝑂 𝑁𝐻4
+
+ 𝑂𝐻−
𝐵𝐹3 + 𝐹−
𝐵𝐹4
−
** La neutralización entre ácidos y bases fuertes es irreversible

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