Teoria Quimica

ACIDOS
Tienen sabor agrio
Ejemplos
Vinagre
Juego de limon
Aspirinas
Acido ialuronico
Acido de bacterias
Gaseosas (acido carbónico)
BASES
Tienen un sabor amargo y sensación jabonosa
Ejemplos
Antiácidos
Limpiavidrios
Destapa caños
Un ácido de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de iones de hidrogeno

H+ llamados también protones
Aunque a menudo escribimos las reacciones de disociación acido mostrando de formación de H+,
no hay iones hidrógenos libres flotando en una solución acuosa.
En solución acuosa los iones hidrogeno se asocian a moléculas de agua formando iones hidronio
Sustancia que en disolución acuosa produce iones (OH)-
REACCIONES ACIDO – BASE
En una reacción acido-base de neutralización, un ácido y una base de Arrhenius reaccionan

generalmente para formar agua y una sal.
Reacciones acido – base

La teoría de Arrhenius es limitada, ya que solo puede describir la química acido-base en soluciones
acuosas. Otra limitación es que existen bases que no contienen grupo hidroxilo (OH) como por
ejemplo NH3.
Un ácido de Bronsted-Lowry es cualquier especie capaz de donar un protón H+.
Una base de Bronsted-Lowry es cualquier especie capaz de aceptar un protón, lo que requiere un
par de electrones solitario para enlazarse a H+.
Una reaccion acido-base es cualquier reaccion en la cual se transfiere un proton de un acido a una
base
Sus ventajas: ya no se limita a disoluciones acuosas y se explica el comportamiento basico.
Acido es una especie que tiene tendencia a ceder un H+.
Base es una especie que tiene tendencia a aceptar un H+.
El agua es una sustancia anfótera, ya que puede actuar como un ácido o como una base de
Bronsted-Lowry.
Un acido conjugado resulta de la adicion de un proton a una base de Bronsted-Lowry.
Un acido de Lewis son especies que en solucion acuosa pueden aceptar un par de electrones no
compartidos (moleculas o iones) en un orbital vacio de un atomo.
Esta teoria incluye ciertas sustancias que a pesar de no contener hidrogenos en su molecula,
tienen el mismo comportamiento en una reaccion quimica que los acidos comunes
Una base de lewis, entonces, es cualquier especie que tenga un orbital lleno que contenga un par
de electrones que no esté involucrado en la unión, pero puede formar un enlace dativo con un
ácido de Lewis para formar un aducto de Lewis
Los acidos y las bases se clasifican por su mayor o menor tendencia a donar o aceptar protones en
fuertes y debiles. Si el acido es fuerte su base conjugada es muy debil y asi mismo con las bases.
Un acido se considera fuerte si el equilibrio acido-base en el que interviene esta totalmente
desplazado hacia la derecha:
El efecto de los ácidos y bases depende de su fuerza como de su concentración en una disolución
Los ácidos fuertes donan iones hidrogeno con tanta facilidad que su disociación en agua se
considera completa
La ecuación para un ácido débil en una disolución acuosa se escribe con una flecha doble para
indicar que las reacciones directa e inversa están en equilibrio.
En general en las especies solidas o liquidas puras no se toma en cuenta en el calculo de K.
Si la reacción no ha alcanzado el equilibrio, la misma expresión toma el nombre de cociente de

reacción Q.
La magnitud de Kc, puede proporcionarnos información acerca de las concentraciones de reactivos

y productos en el equilibrio.
En un litro de agua solo 1x10-7M esta disociada
Kw vale 1x10-14
Creador de la escala de Ph (1909) Soren Peter Lauritz Sorensen
El producto ionico del agua Kw, constituye la base para la escala del Ph, que es un medio para
designar la H+ en una solucion entre concentraciones 1M de H+ y 1M de OH-
Terminologia
Acidez: Medida de la concentración de iones hidrogeno (H3O)+ en una sustancia
Basicidad (alcalinidad): Medida de la concentración de iones hidroxilo (OH)- en una sustancia
Potencial Hidrogeno (pH): Ph es una forma de medir la acidez de una sustancia utilizando una
escala logarítmica lo que facilita el manejo de la concentración de iones hidronio e hidroxilo y es la
medida de concentración molar de los iones hidronio (H3O)+.
Equilibrio Iónico
Es un tipo especial de equilibrio químico, que posee iones que son electrolitos en solución acuosa.
En el equilibrio iónico la constante de ionización depende de la sustancia que se ionice por
ejemplo:
La constante de equilibrio K se expresa como la relación entre las concentraciones molares

expresadas en (mol/l) de reactivos y productos.
Su valor en una reacción química está en función de la temperatura, por lo que esta siempre debe
especificarse. La expresión de una reacción genérica es:
En un ácido débil la afinidad de la base conjugada por su protón es fuerte y en un ácido fuerte la
afinidad es débil, puesto que estos últimos se disocian casi totalmente. Acidos débiles se ionizan
parcialmente
SALES
En medio acuoso las sales experimentan dos procesos:
1) Proceso de disociación
2) Proceso de hidrolisis (este último es apreciable cuando los iones proceden de un ácido o
una base débil)
En el proceso de hidrolisis de una sal, un ion puede comportarse como un acido o como una base,
dependiendo de su naturaleza
Hidrolisis básica (de un anion): La constante pertinente para esta hidrolisis es Kb
Hidrolisis acido (de un cation): El ion amonio cede un proton (acido), la constante es Ka
ACIDOS POLIPROTICOS
Los acidos poliproticos son aquellos que poseen en su formula mas de un hidrogeno acido
(proton). Ejemplos: Acido sulfurico, carbonico y fosforico.
La disociación de estos acidos se desarrolla en etapas, gobernadas cada una por una constante
diferente K1, K2, K3.
SOLUCIONES REGULADORAS O TAMPON
Una solución reguladora es aquella que contiene concentraciones apreciables de un acido debil y
su base conjugada, o una base debil y su acido conjugado.
Tiene la propiedad de mantener el pH cuando se añaden pequeñas cantidades de acido o base.
Su fundamento matemático es la ecuación de equilibrio expresado en la forma de Henderson y

Haselback
La disociación del AH(acido acetico) es debil, por lo tanto al añadir ion A- se desplaza el equilibrio
hacia la izquierda (efecto del ion comun)
La concentracion del ion acetato depende de la sal añadida y se considera despreciable la

procente de la disociación del acido

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Tienen sabor agrio

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Tienen un sabor amargo y sensación jabonosa

Un ácido de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de iones de hidrogeno

Sustancia que en disolución acuosa produce iones (OH)-

REACCIONES ACIDO – BASE

En una reacción acido-base de neutralización, un ácido y una base de Arrhenius reaccionan

Reacciones acido – base

Un ácido de Bronsted-Lowry es cualquier especie capaz de donar un protón H+.

Sus ventajas: ya no se limita a disoluciones acuosas y se explica el comportamiento basico.

Acido es una especie que tiene tendencia a ceder un H+.

Base es una especie que tiene tendencia a aceptar un H+.

Un acido conjugado resulta de la adicion de un proton a una base de Bronsted-Lowry.

En general en las especies solidas o liquidas puras no se toma en cuenta en el calculo de K.

Si la reacción no ha alcanzado el equilibrio, la misma expresión toma el nombre de cociente de

La magnitud de Kc, puede proporcionarnos información acerca de las concentraciones de reactivos

En un litro de agua solo 1x10-7M esta disociada

Creador de la escala de Ph (1909) Soren Peter Lauritz Sorensen

Acidez: Medida de la concentración de iones hidrogeno (H3O)+ en una sustancia

Basicidad (alcalinidad): Medida de la concentración de iones hidroxilo (OH)- en una sustancia

La constante de equilibrio K se expresa como la relación entre las concentraciones molares

Hidrolisis básica (de un anion): La constante pertinente para esta hidrolisis es Kb

SOLUCIONES REGULADORAS O TAMPON

Tiene la propiedad de mantener el pH cuando se añaden pequeñas cantidades de acido o base.

Su fundamento matemático es la ecuación de equilibrio expresado en la forma de Henderson y

La concentracion del ion acetato depende de la sal añadida y se considera despreciable la

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