Fuerza relativa acidos y bases

Santo Domingo Country School                                          [pic 1]

Fuerza relativa de ácidos y bases

Joaquín Kokaly S.                

Asignatura: Química                 

Profesor: Felipe Hernández        

Fecha: 13 Noviembre de 2015        

Índice

Introducción…………………………………………………………1

Marco Teórico……………………………………………………….3

I.Equilibrio Iónico de ácidos y bases…………………….………..8

II.Porcentaje de ionización…………………………………………9

III.Cálculo de pH en ácidos y bases fuertes…………………….10

IV. Cálculo de pH en ácidos y bases débiles……………………11

V. Ácidos polipróticos………………………………………………14

Conclusión…………………………………………………………..16

Bibliografía…………………………………………………………..17

Linkografía…………………………………………………………..18

                                        Introducción

Antes de adentrarnos en este tema debemos saber como funcionan los ácidos y las bases, a lo largo de la historia varias son las teorías que se han postulado para explicar el funcionamiento de los ácidos y bases, la primera fue la de Arrhenius la cual establecía que los ácidos son sustancias que en disolución acuosa liberan iones de hidrógeno (H+).También estableció que las bases son las sustancias que en disolución acuosa liberan iones de hidroxilos (OH-). Dicha teoría era errónea ya que no todas aquellas sustancias que contienen hidrógeno son ácidos, un claro ejemplo es el amoníaco (NH3) cuyo comportamiento es básico, en otras palabras es considerada una base.

Luego tenemos la teoría de Brönsted-Lowry, la cual fue planteada en 1923, se basaron en que “Las reacciones ácido-base implican transferencia de iones de hidrógeno de una sustancia a otra”.

Los ácidos son considerados como aquella sustancia la cual en disolución dona uno o más protones mientras que las bases es la sustancia la cual capta los protones. A pesar de que esta teoría mejora la comprensión de las sustancias ácido-base, aún tenemos una limitación, no explica el comportamiento de sustancias que no ceden ni captan protones como por ejemplo el trifluoroborano (BF3).

Por último tenemos la teoría de Lewis, formulada en 1938, en la cual establece que no todas las reacciones ácido-base implican una transferencia de protones, pero siempre forman un enlace covalente dativo. Esto significó de mucha importancia ya que identificó ciertas sustancias que no tienen hidrógeno como ácido.

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Clasificó a los ácidos como las sustancias que pueden aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente dativo, por otro lado clasificó a las bases como las sustancias que tienen pares de electrones libres capaces de ser donados para formar enlaces covalentes dativos.

Ahora que ya sabemos y entendemos acerca de las reacciones ácido-base podemos mencionar y explicar nuestro objeto de estudio, la fuerza relativa de ácidos y bases. Podemos observar que hay ácidos que son distintos entre sí, como por ejemplo el ácido cítrico, que tiene un pH cercano a 7, y el ácido clorhídrico, que posee un pH muy bajo y es altamente peligroso de manipular debido a las quemaduras que puede causar en contacto directo con la piel; esto nos hace formularnos la siguiente pregunta, ¿qué los hace distintos?

 Invitamos al lector a que lea este informe sobre la fuerza relativa de ácidos y bases para así informarse mejor en el área de la química y algo que uno no piensa que es algo común pero sin embargo se encuentran en todas partes, las reacciones ácido-base y la fuerza relativa entre estas.

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Marco teórico

Aquí desarrollaremos profundamente el tema de la fuerza relativa de ácido-base y las teorías de las reacciones ácido-base.

Anteriormente mencionamos las teorías de Arrhenius, Brônsted-Lowry y por último la de Lewis.

Como ya habíamos señalado la teoría de Arrhenius plantea a los ácidos como sustancias que en disolución acuosa liberan iones de hidrógeno (H+).

También estableció que las bases son las sustancias que en disolución acuosa liberan iones de hidroxilos (OH-).

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Imagen 1, imagen la cual muestra la ecuación general de los ácidos  y las bases.

 Dicha teoría era errónea ya que no todas aquellas sustancias que contienen hidrógeno son ácidos, un claro ejemplo es el amoníaco (NH3) cuyo comportamiento es básico, en otras palabras es considerada una base.                                                                 3

Luego tenemos la teoría de Brönsted-Lowry, la cual fue planteada en 1923 por los químicos Johannes Brônsted y Thomas Lowry en forma independiente. Se basaron en que “Las reacciones ácido-base implican transferencia de iones de hidrógeno de una sustancia a otra”.

Los ácidos son considerados como aquella sustancia la cual en disolución dona uno o más protones (iones H+) expresado de la siguiente forma:

HCl + H2O→ H3O+ + Cl-

Por otro lado tenemos que las bases es la sustancia que en disolución la cual capta los protones (iones H+) tomando en cuenta el ejemplo anterior es factible observar el comportamiento del agua.

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