acidos y bases

1. Acidos y bases
• Los ácidos se clasificaban por su sabor
(acido proviene del latín acere, áspero,
picante, agudo). El vinagre y el limón se
conocen desde las antigüedad.
Originalmente se distiguian por el gusto y
hacia el 1300 se incorporó el uso del
tornasol.
• La palabra alcali proviene del árabe, al
qali, la ceniza.

2. • En la edad media en el imperio árabe se
identificaron nuevos ácidos, el aceite de
vitriolo (ácido sulfúrico), el ácido de sal
(acido clorhídrico), acido nítrico y el agua
regia (mezcla de clorhídrico y nítrico)
capaces de disolver al oro.
• Las bases se obtenían de las cenizas
calcinadas de plantas (potasa o soda
caustica) y de caliza (cal).

3. ¿Cuál es el origen del comportamiento Acido-Base?
Arrenius
Teoría de los electrolitos (iones) - 1884
Electrolitos Fuertes
Substancias que al disolverse presentan una
conductividad molar que no depende de la
concentración
Electrolitos débiles
Substancias que al disolverse presentan una
conductividad molar que depende de la
concentración
H+(aq) + CH3COO-(aq)CH3COOH(aq)
Na+(aq) + Cl-(aq)NaCl(aq) →

4. ¿Cuál es el origen del comportamiento Acido-Base?
Arrenius
Visión microscópica de los electrolitos
Na+(aq) + Cl-(aq)NaCl(aq) →

5. ¿Cuál es el origen del comportamiento Acido-Base?
Arrenius
Teoría de Ácido-Base
Acido de Arrhenius: Una substancia
que se disocia en agua produciendo
iones H+.
Base de Arrhenius: Una substancia
que produce iones oxhídrilo, OH-.
M+(aq) + OH-(aq)MOH(aq)
H+(aq) + A-(aq)HA(aq)

6. ¿Cuál es el origen del comportamiento Acido-Base?
Arrenius
Visión microscópica de la disociación de un ácido
H+(aq) + A-(aq)HA(aq)

7. ¿Cuál es el origen del comportamiento Acido-Base?
Arrenius
Visión microscópica de la disociación de un ácido
H3O+(aq) + A-(aq)HA(aq)

8. ¿Cuál es el origen del comportamiento Acido-Base?
Arrenius
Teoría de Ácido-Base
Neutralización
Desaparición de iones (especies
cargadas) H+ y OH- para dar una
especie neutra, H2O.
H2OH+(aq) + OH-(aq)

9. Teorías Ácido-Base
Brønsted-Lowry
Par ácido-base conjugado: especies químicas que
difieren solo en un ion hydrogen ion, H+.
Ácido de Brønsted-Lowry: Una substancia qeu puede
transferir iones hidrogeno, es decir una donor de protones
Base de Brønsted-Lowry Base: Una substancia que
puede aceptar protones, es decir un aceptor de protones

10. Brønsted-Lowry en
solución acuosa
Equilibrio de disociación de un ácido
Ion hidronio = H3O+

11. Brønsted-Lowry en
solución acuosa
Equilibrio de disociación de una base

12. Ácidos débiles y fuertes
Un ácido débil es aquel que se disocia parcialmente
en agua. Un ácido fuerte esta totalmente disociado
en el mismo medio.

13. Fuerza relativa de pares ácido-base

14. Disociación del Agua
H3O+(aq) + OH-(aq)2H2O(l)
Kw = [H3O+][OH-]Producto ionico del agua:
Kw = (1.0 x 10-7)(1.0 x 10-7) = 1.0 x 10-14
at 25°C: [H3O+] = [OH-] = 1.0 x 10-7 M

15. Ion Hidronio
H+(aq) + A-(aq)HA(aq)
[H(H2O)n]1+
El ion H3O+ es una forma de representar que el solvente esta
protonado, aunque no sepamos exactamente las estructuras
que se forman
n = 4 H9O4
+
n = 1 H3O+
n = 2 H5O2
+
n = 3 H7O3
+
El proton no existe libre en solucion acuosa sino
asociado a moléculas de agua.

17. Disociación del Agua
Kw = [H3O+][OH-] = 1.0 x 10-14
[OH-] =
[H3O+]
1.0 x 10-14
[H3O+] =
[OH-]
1.0 x 10-14

18. Disociación del Agua

19. La escala
de pH

20. La escala de pH
Søren Sørensen
Seguramente Sores estaba cansado de escribir los exponentes...
¿Por que Soren media protones todo el tiempo? Porque la concentraciones de
protones puede conducir a la protonacion de proteinas, en particular de la enzimas
con las que el trabajaba vinculadas con la fermentacion de la malta y responsables
de la produccion de la cerveza. Sin enzima activa, no hay fermentacion y sin
fermentacion no hay CO2, ni alcohol.

21. La escala de pH
pH = -log[H3O+] [H3O+] = 10
-pH
pH < 7
pH > 7
pH = 7
Solucion Básica:
Solución Neutra
Solución Ácida:

22. Medición del pH
Un indicador Acido Base : Es una substancia que
cambia de color en un intervalo específico de pH. Son
pares ácido-base débiles donde el ácido (HIn) tiene un
color distinto que su base conjugada (In-).
H3O+(aq) + In-(aq)HIn(aq) + H2O(l)
Color BColor A

23. Indicadores pH

24. Constante de
disociación del ácido:
Equilibrio en soluciones de
ácidos débiles
H3O+(aq) + CH3COO-(aq)CH3COOH(aq) + H2O(l)
[H3O+][CH3COO-]
[CH3COOH]
Ka =
Equilibrio para el par ácido-base

25. Constante de acidez:
Equilibrio en soluciones de
ácidos débiles
H3O+(aq) + CH3COO-(aq)CH3COOH(aq) + H2O(l)
[H3O+][CH3COO-]
[CH3COOH]
Ka =
Equilibrio para el par ácido-base

26. Producto iónico del agua:
Equilibrio en soluciones de
ácidos débiles
H3O+(aq) + OH-(aq)2 H2O(l)
[H3O+][OH-] = 10-14 = Kw
Autodisociación del agua

29. Constante de
basicidad
Equilibrio en soluciones de
ácidos débiles
NH4
+(aq) + OH-(aq)NH3(aq) + H2O(l)
[OH-][NH3]
[NH4
+]
Kb =
Equilibrio para el par ácido-base
H3O+(aq) + NH3(aq)NH4
+(aq) + H2O(l)
Distinto de:

30. Equilibrio en soluciones de
ácidos débiles
H3O+(aq) + CH3COO-(aq)CH3COOH(aq) + H2O(l)
Balance de Masa
C = [CH3COOH] + [CH3COO-]

31. Equilibrio en soluciones de
ácidos débiles
H3O+(aq) + CH3COO-(aq)CH3COOH(aq) + H2O(l)
Balance de Carga (condición de electroneutralidad)
[CH3COO-] + [OH-] = [H3O]+

32. Porcentaje de Disociación de n
acido debil en solucion acuosa
Porcentaje de disociación =
[HA] inicial
[A-]
x 100%