Definición de ácidos y bases Comencemos desde el principio, cuando los compuestos químicos ácidos y básicos se diferenciaban por su sabor (pensemos al limón por ejemplo). Los ser los ácidos suelen ser agrios mientras que las bases presentan apariencia jabonosa. Características de los ácidos Reaccionan con ciertas sustancias llamadas “indicadores”, haciendo que estas cambien de color. Por ejemplo, enrojecen al tornasol y decoloran la fenolftaleína enrojecida. Producen efervescencia al contacto con el mármol. Cuando reaccionan con algunos metales desprenden hidrógeno. Conducen la corriente eléctrica. Características de las bases Reaccionan con los indicadores. Conducen la corriente eléctrica. Neutralizan el efecto de los ácidos. Generan precipitados en contacto con ciertas sales metálicas (por ejemplo, de calcio y de magnesio). Ácidos y Bases según Lavoisier El francés Antoine-Laurent de Lavoisier, en 1787, concluyó que el oxígeno era el elemento fundamental que hacia de una sustancia un ácidos. De hecho, de esta interpretacion de Lavoisier deriva el nombre del elemento químico, oxígeno, que significa “formador de ácidos”. Fue Lavoisier quien propuso el nombre del oxigeno. Definición de acido y base según Davy Algunos años más tarde, en el 1810, el inglés Humphry Davy, llego a la conclusión de que era el hidrógeno el componente fundamental de los ácidos. Teoría ácido-base de Arrhenius Tuvieron que pasar varios años hasta que el químico sueco, Svante Arrhenius, en 1884, presentó su teoría de la disociación iónica (disociación electrolítica). Según esta teoría, los ácidos son aquellas sustancias que disueltas en agua se dividen generando H+ junto a un anión. Una base, por el contrario, según esta teoría, es una sustancia que en solución acuosa libera iones OH-. Ácido: sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidrógeno, H+ Base: sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones hidróxido, OH- La teoría de Arrhenius, si bien ha sido un gran avance, tiene grandes limitaciones, ya que el comportamiento o ácido se verifica solo en solución acuosa.

1. Ácidos
Características
Ejemplos
Limón, bebidas carbónicas, café negro, Aspirina, vinagre.
Tienen sabor agrio
Se encuentran en muchas frutas y en productos de
fermentaciones como el vinagre y el yogur
Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo
Reaccionan con algunos metales (Mg, Zn, Fe)
liberando hidrógeno (H2)
Reacciona con las bases formando sal y agua
En solución acuosa dejan pasar la corriente
eléctrica
EQUILIBRIO QUÍMICO REACCIONES ÁCIDO BASE

2. Sabor amargo
Poseen tacto grasiento
Las propiedades básicas desaparecen al
reaccionar con las ácidos
Reacciona con los ácidos formando sal y
agua
En solución acuosa dejan pasar la
corriente eléctrica
Bases o hidróxidos
Características
Ejemplos
Amoniaco, jabón, detergente, limpiadores, sosa cáustica

3. Ácido o base Donde se encuentra
ácido acético vinagre
ácido acetil salicílico aspirina
ácido ascórbico vitamina C
ácido cítrico zumo de cítricos
ácido clorhídrico jugos gástricos
ácido sulfúrico baterías de coches
amoníaco (base) limpiadores caseros
hidróxido de
magnesio (base)
leche de magnesia (laxante y
antiácido)
Ácidos y bases caseros

5. HA A-
+ H+
Ácidos Liberan iones hidrógeno (H+
) en
agua
Arrhenius
Bases
Liberan iones hidróxido (OH
-
) en
agua
BOH B-
+ OH-
La teoría de Arrhenius para ácidos y bases se aplica a soluciones acuosas

6. En 1884, el químico sueco S. Arrhenius
(1859-1927) presentó su teoría de la
disociación iónica, según la cual muchas
sustancias en disolución acuosa
experimentan una ruptura o disociación en
iones positivos y negativos.
NaCl H2O Na+
+ Cl-
Justifica la conductividad eléctrica de las
disoluciones acuosas de muchas sustancias
llamadas electrolitos.

7. HCl + H2O H3O+
+ Cl-
Ácidos Es un donador de protones;
dona un ion hidrógeno H+
Bronsted-Lowry
Bases Es un receptor de protones; acepta
un ion hidrógeno H+
Dona H+
HCl + H2O H3O+
+ Cl-
Dona H+

8. Ácido + Base Sal + Agua
Reacciones de neutralización
Arrhenius

9. Ácido + Base Base + Ácido
conjugada conjugado
Reacciones de neutralización
Bronsted-Lowry

10. Se forma el ácido conjugado
Se forma la base conjugada
NH+
4 / NH3 = Ácido / Base conjugada
H2O / H3O+
= Base / Ácido conjugado
NH+
4 + H2O H3O + NH3
Dona
un H+
Acepta
un H+
REACCIÓN ÁCIDO-BASE DE BRONSTED-LOWRY
Par conjugado

11. El ácido conjugado es la partícula formada cuando una base acepta un ión
hidrógeno (protón H+
)
Definiciones
La base conjugada es la partícula que permanece cuando un ácido ha
donado un ion hidrógeno (protón H+
)
Se forma la base conjugada
HCl Cl-
dona H+
Se forma el ácido conjugado
NH3 NH4
+
acepta H+

12. Ácidos Bases conjugada Nombre del ion
Ácidos fuertes
(reaccionan
completamente con
agua para formar
H3
O+
y una base
conjugada
H2
SO4
HCl
HNO3
HSO4
-
Cl-
NO3
-
Ión bisulfito
ión cloruro
ión nitrato
Ácidos débiles
(no reaccionan
extensamente
con agua)
H3
O
H2
C2
O4
HSO4
-
H3
PO4
HF
HC2
O4
-
HC2
H3
O2
H2
S
H2
PO4
-
HSO3
-
NH4
+
HCN
HCO3
H2
O
HC2
O4
-
SO4
2-
H2
PO4
-
F-
C2
O4
2-
C 2
H3
O2
-
HS-
HPO4
2-
SO3
2-
NH3
CN-
CO3
2-
Agua
Ión oxalato hidrogenado
ión sulfato
ión fosfato dihidrogenado
ión fluoruro
ión oxalato
ión acetato
ión sulfuro hidrogenado
ión fosfato hidrogenado
ión sulfito
Amoniaco
ión cianuro
ión carbonato
Ácidos y bases conjugadas

13. ÁCIDOS FUERTES
Son los ácidos minerales: HCl,
HBr, HI.
Los ácidos que tienen una
diferencia entre oxígeno e
hidrógeno de 2 o más:
H2SO4, HCLO4, HNO3, HCl, HBr, HI
Se ionizan completamente en las
disoluciones acuosas diluidas,
debido a su gran tendencia a
ceder iones H+
ÁCIDOS DÉBILES
Son los ácidos minerales: HF, H2S,
HCN.
Los ácidos que tienen una
diferencia entre oxígeno e
hidrógeno de 1 o menos:
H2CO3, H3PO4, HNO2
Solo se ionizan parcialmente a
causa de su débil tendencia a
ceder iones H+.
Fortaleza de los ácidos

14. Ácido fuerte se disocia totalmente y la reacción es
irreversible, produce una base débil
Fortaleza de los ácidos

15. BASES FUERTES
Son las bases de la familia IA y algunas
de la familia II excepto la de berilio:
NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)2
Muestran gran tendencia a recibir
iones H+ de los ácidos
BASES DÉBILES
Tienen poca tendencia a
recibir iones H+ Hay muy
pocas bases débiles
solubles en agua
Be(OH)2, NH3
Fortaleza de las bases

16. Son los ácidos que tienen un solo protón en la fórmula.
Acidos Monopróticos
Ejemplos
HCl, HBr, HI, HClO, HMnO4

17. Son los ácidos que tienen un dos o más protones en la
fórmula.
Acidos Polipróticos
Ejemplos
H2SO4, H2CO3, H3PO4

18. Disociación
Es la separación de los iones existentes en una sustancia
iónica, cuando se encuentran en solución acuosa o en un
estado líquido.
Ionización
Es el proceso mediante el cual una molécula se separa en una
parte positiva y en una negativa, por separación asimétrica de
los pares de electrones.
Disociación y Ionización

19. Disociación del agua

21. Complete las siguientes reacciones ácido base e indiquemos los pares
conjugados:
1.- S + H3O
2.- HClO3 + NH3
3.- H2PO4 + H2O
4.- H2O + H2PO4