Acido Base

 Teoria de Arrhenius

• Disociación iónica, en la que establece que hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocia.

• Acido: Libera iones de nitrógeno o protones.

HA = H⁺ + A-

• Base: Libera iones de Hidroxilo (OH-)

BOH = B⁺ + OH-

• no explica el comportamiento base del amoniaco y el bicarbonato

• Omite la reacción que se produce en la fase gaseosa

 Teoria de Böndted - Lowry

• Idea mas general de acido- base, más revolucionario.

• "Las Rx acido-base implican las transferencia de hidrogeno de una sustancia a otra"

• Acido: Dona uno o más protones

• Base: Capta uno o más protones

• sustancias acidas y básicas complementarias entre si.

 Teoría de Lewis.

• no implica una transferencia de protones, pero siempre forman un enlace covalente dativo. ampliando el modelo acido-base

• Acido: puede captar un par de electrones de otro grupo de átomos para formar un enlace covalente dativo (acepta e)

• Base: tiene pares de electrones libres (sin compartir), capaces de ser donados para formar enlaces covalentes dativos ( cede e)

 Auto ionización Del Agua

• Electrolito Débil, es decir, presenta conductividad eléctrica baja.

• La conductividad eléctrica se define como la presencia de iones (positivos y negativos) que transportan corriente eléctrica.

• El agua es anfótera (puede ser Acido o base)

• Teoria de Bönsted y Lowry ⁺

H2O + H2O = H3O⁺ + OH-

• para describir la Keq de la ionización del agua, utilizaremos la disociación la cual se establece como: H2O = H* + OH-

Keq= |Producto| / |Reactante| Keq= [H⁺]*[OH-] / [H2O] Keq=[H⁺]*[OH-]

Keq= Kw Kw=1x10-4

• Se considera que

[H⁺] > [OH-] , [H⁺] = [OH-] y [H⁺] < [OH-]

 Ph.

• el Ph se define como Ph= -Log[H⁺]

• Escala de Ph: asigna valores específicos a los ácidos y bases. Se utiliza para determinar si la solución es acida (0 a 6,99), Neutra (7) o básica (7,1 a 14)

pOH= -Log [OH-] 14=Ph+pOH [H⁺] = 10-Ph

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