12-pH y Concepto Ácido-Base

pH y concepto ácido-base
Dr. Pedro Osorio Montalvo

Tecnológico Nacional de México
Campus Tizimín
Química - Unidad VI
Ácidos y Bases
• Los compuestos ácidos se clasificaron por primera vez sobre la base
de su sabor agrio. Las palabras latinas acidus (agrio) y acetum
(vinagre) dieron origen a nuestros términos modernos ácido y ácido
acético.
• Los compuestos alcalinos (bases) eran sustancias que neutralizaban

los ácidos, como la piedra caliza y las cenizas de las plantas (al kalai
en árabe).
Ácidos y Bases
• Hoy en día las propiedades y reacciones de los ácidos y de las bases
son muy importantes para el estudio de la química orgánica.
• Por eso debemos considerar exactamente lo que significan los

términos de ácido y de base.
• La mayoría de la gente coincidiría en que el H2SO4 (ácido sulfúrico) es
un ácido y que el NaOH (hidróxido se sodio) es una base.
• Sin embargo, ¿El BF3 (trifluoruro de boro) es un ácido o una base? ¿El
etileno (H2C = CH2) es un ácido o una base?
• Para responder a estas preguntas debemos comprender tres distintas

definiciones de ácidos y bases: la de Arrhenius, la de Bronsted-Lowry
y la de Lewis.
Svante Arrhenius
• Fue un físico-químico y profesor sueco
galardonado con el Premio Nobel de Química
en 1903 por su contribución al desarrollo de la
química con sus experimentos en el campo de
la disociación electrolítica.
Definición de Arrhenius
• La teoría de Arrhenius definió a los ácidos como sustancias que se disocian en
agua para formar iones hidronio (H3O+)
• Se suponía que los ácidos más fuertes, como el ácido sulfúrico (H2SO4), se
disociaban en mayor medida que los ácidos más débiles, como el ácido acético
(CH3COOH).
Sulfato de hidrógeno
Copiar
Acetato
• De acuerdo con la definición de Arrhenius, las bases son sustancias
que se disocian en agua para formar iones hidróxido (-OH).
• Se suponía que las bases fuertes, como el NaOH, se disociaban de

manera más completa que las bases débiles y poco solubles como el
Mg(OH)2
Copiar
• La acidez o basicidad de una disolución acuosa se mide por medio
de la concentración del H3O+
• Este valor también implica la concentración del -OH, ya que estas

dos concentraciones están relacionadas por la constante del
producto iónico del agua:
Copiar
• En una disolución neutra, las concentraciones del H3O+ y -OH son
iguales:
Copiar
• Las disoluciones ácidas y básicas se definen por un exceso de H3O+ u

-OH:
Copiar
• Debido a que estas concentraciones pueden abarcar un amplio rango de
valores, la acidez o basicidad de una disolución generalmente se mide en
una escala logarítmica.
• El pH se define como el logaritmo negativo (base 10) de la concentración

de H3O+ en la solución:
Copiar
• Una disolución neutra tiene un pH de 7, una disolución ácida tiene un pH

menor que 7 y una disolución básica tiene un pH mayor que 7.
Cálculo del pH
• El pH para una solución acuosa se calcula a partir de [H+] utilizando
la siguiente ecuación:
Copiar
• La p minúscula representa ‘‘−log10”, a menudo se deja fuera la parte
de la base 10 para abreviar.
• Por ejemplo, si tenemos una solución con [H+]=1×10−5 M, entonces

podemos calcular el pH mediante la siguiente ecuación:
Copiar
Escala de pH
• La escala de pH es una escala logarítmica negativa que nos permite
fácilmente clasificar distintas sustancias por su valor de pH.
• La parte logarítmica significa que el pH cambia 1 unidad por cada

factor de 10 en el cambio de la concentración de H+.
• El signo negativo delante del log nos dice que hay una relación
inversa entre el pH y [H+]: cuando aumenta el pH, [H+] disminuye, y
viceversa.
• Esta imagen muestra una escala
con valores de pH para algunas
sustancias comunes del hogar.
• Estos valores de pH son para

soluciones a 25 °C.
• Ten en cuenta que es posible

tener valores de pH negativos.
Johannes Bronsted y Thomas Lowry
• Johannes Bronsted fue un químico y físico danés
conocido como una autoridad en la catálisis por ácidos y
bases.
• Thomas Lowry fue un físico y químico inglés

destacado como un gran químico orgánico.
Ácidos y bases de Bronsted-Lowry
• En 1923, Bronsted y Lowry definieron a los ácidos y las bases sobre la base de
la transferencia de protones (cationes de hidrógeno: H+).
• Un ácido de Bronsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un

protón, y una base de Bronsted-Lowry es cualquier especie que puede
aceptar un protón (H+).
• Estas definiciones también incluyen a todos los ácidos y bases de Arrhenius

debido a que los compuestos que se disocian para formar H3O+ son donadores
de protones, y los compuestos que se disocian para formar -OH son aceptores
de protones (el ion hidróxido acepta un protón para formar H2O).
• Además de los ácidos y bases de Arrhenius, la definición de
Bronsted-Lowry incluye bases que no tienen iones hidróxido, pero
que pueden aceptar protones (H+).
• Considere los siguientes ejemplos de ácidos que donan protones a

las bases:
Copiar
• El NaOH es una base según las definiciones de Arrhenius y Bronsted-

Lowry.
• Las siguientes tres son bases de Bronsted-Lowry, pero no son bases
de Arrhenius, ya que no tienen iones hidróxido:
Ion Amonio
Amoniaco
Ácido sulfúrico
Sulfato de
hidrógeno
Ácido clorhídrico Propano
Propeno
Ácido nítrico
Nitrato
Formaldimina
Copiar
Ácidos y bases conjugados de Bronsted-Lowry
• Cuando una base acepta un protón, se vuelve un ácido capaz de
devolver dicho protón.
• Cuando un ácido dona su protón, se vuelve una base capaz de

aceptar nuevamente ese protón (H+).
Sulfato de hidrógeno Hidronio
Amoniaco
Copiar Ion Amonio
Fuerza de los ácidos
• La fuerza de un ácido de Bronsted-Lowry se expresa como en la
definición de Arrhenius, por medio de su grado de ionización en el
agua.
• La reacción general de un ácido (HA) con agua es la siguiente:
Copiar
Copiar
• En donde Ka la constante de disociación ácida (o constante de

acidez), y su valor indica la fuerza relativa del ácido.
• Entre más fuerte es el ácido más se disocia, lo que da un valor más
grande de Ka.
• Los ácidos fuertes se ionizan casi por completo en el agua, y sus

constantes de disociación son mayores que 1.
• La mayoría de los ácidos orgánicos son ácidos débiles, con valores

de Ka menores que 10-4 .
Fuerza de las bases
• La fuerza de un ácido se relaciona inversamente con la fuerza de su base
conjugada.
• Para que un ácido (HA) sea fuerte, su base conjugada (A-) debe ser
estable en su forma aniónica; de lo contrario, el HA no perdería
fácilmente su protón (H+).
• Por lo tanto, la base conjugada de un ácido fuerte debe ser una base
débil.
• Por otra parte, si un ácido es débil, su base conjugada es una base fuerte.
• La fuerza de una base se mide de manera muy similar a como se
mide la fuerza de un ácido, por medio de la constante de equilibrio
de la reacción de hidrólisis.
Copiar
• La constante de equilibrio (Kb) para esta reacción se conoce como

constante de disociación básica de la base A- :
Copiar
Fuerza relativa de
algunos ácidos
orgánicos comunes y
sus bases conjugadas
Gilbert Lewis
• Fue un fisicoquímico estadounidense,
famoso por su trabajo sobre la
denominada "Estructura de Lewis" o
"diagramas de punto".
• También es recordado por idear el

concepto de enlace covalente y por
acuñar el término “fotón”.
Ácidos y bases de Lewis
• Las bases de Lewis son especies con electrones disponibles que

pueden donarse para formar nuevos enlaces.
• Los ácidos de Lewis son especies que pueden aceptar estos pares de
electrones para formar nuevos enlaces.
• En efecto, podemos ver una reacción ácido-base desde el punto de

vista de los enlaces que se forman y se rompen, en lugar de un
protón que se transfiere (como propone la teoría de Bronsted-
Lowry).
• Debido a que un ácido de Lewis acepta un par de electrones, se le
conoce como electrófilo, palabra derivada del griego que significa
“amante de electrones”.
• A una base de Lewis se le conoce como nucleófilo, o “amante de

núcleos” , ya que ésta dona electrones a un núcleo con un orbital
vacío (o que fácilmente se vacía).
• Cuando la reacción ácido-base involucra la formación de un enlace

con algún otro elemento (en especial el carbono), en química
orgánica significa que el donador de electrones es un nucleófilo
(base de Lewis) y que el aceptor de electrones es un electrófilo
(ácido de Lewis).
• Las definiciones de ácidos-bases de Lewis incluyen reacciones que
no tienen que ver con protones.
• Los siguientes son algunos ejemplos de reacciones ácido-base de
Lewis:
Las flechas curvas (rojo) se

Amoniaco
Trifluoruro Borano utilizan para mostrar el
de boro de amonio movimiento de electrones, por
lo general del nucleofilo al
electrofilo.
Metóxilo
Cloruro
de metilo
Éter dimetílico
Amoniaco
Metanoato metilo
Copiar Amonio
Claves de las tres teorías Ácido-Base
Teoría Ácidos Bases
Arrhenius Sustancias que se disocian en Sustancias que se disocian en
agua para formar iones hidronio agua para formar iones
(H3O+) hidróxido (-OH)
Bronsted- Sustancia que puede donar un Sustancia que puede aceptar
Lowry protón (H+) un protón (H+)
Lewis Sustancia que puede aceptar Sustancia que puede donar

electrones (electrófilo) electrones (nucleófilo)
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pH y concepto ácido-base

Dr. Pedro Osorio Montalvo

• Los compuestos alcalinos (bases) eran sustancias que neutralizaban

• Por eso debemos considerar exactamente lo que significan los

• Para responder a estas preguntas debemos comprender tres distintas

• Se suponía que las bases fuertes, como el NaOH, se disociaban de

• Este valor también implica la concentración del -OH, ya que estas

• Las disoluciones ácidas y básicas se definen por un exceso de H3O+ u

• El pH se define como el logaritmo negativo (base 10) de la concentración

• Una disolución neutra tiene un pH de 7, una disolución ácida tiene un pH

• Por ejemplo, si tenemos una solución con [H+]=1×10−5 M, entonces

• La parte logarítmica significa que el pH cambia 1 unidad por cada

• Estos valores de pH son para

• Ten en cuenta que es posible

• Thomas Lowry fue un físico y químico inglés

• Un ácido de Bronsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un

• Estas definiciones también incluyen a todos los ácidos y bases de Arrhenius

• Considere los siguientes ejemplos de ácidos que donan protones a

• El NaOH es una base según las definiciones de Arrhenius y Bronsted-

Ácido clorhídrico Propano

• Cuando un ácido dona su protón, se vuelve una base capaz de

• En donde Ka la constante de disociación ácida (o constante de

• Los ácidos fuertes se ionizan casi por completo en el agua, y sus

• La mayoría de los ácidos orgánicos son ácidos débiles, con valores

• La constante de equilibrio (Kb) para esta reacción se conoce como

• También es recordado por idear el

• Las bases de Lewis son especies con electrones disponibles que

• En efecto, podemos ver una reacción ácido-base desde el punto de

• A una base de Lewis se le conoce como nucleófilo, o “amante de

• Cuando la reacción ácido-base involucra la formación de un enlace

Las flechas curvas (rojo) se

Lewis Sustancia que puede aceptar Sustancia que puede donar

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