Este resumen incluye: Concepto de acidez y basicidad (Teoría de Arrhenius. Teoría de Brönsted – Lowry. Teoría de Lewis). Fuerza relativa de ácidos y bases. Equilibrio iónico del agua, Kw. Relación entre Ka y Kb. Concepto de pH. Concepto de indicadores ácido – base. Neutralización. Conc...
acidez y basicidad teoría de arrhenius teoría de brönsted – lowry teoría de lewis fuerza relativa de ácidos y bases equilibrio iónico del agua
kw relación entre ka y kb concepto de ph concep
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Química general e inorgánica
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Química inorgánica teoría
1. Unidad Nº5: Equilibrio ácido – base
1.1. Introducción: Un tipo particular de equilibrio es el de los ácidos y las bases
débiles, para los cuales la constante de equilibrio se llama constante de
acides y constante de basicidad.
1.2. Concepto de acidez y basicidad:
1.2.1. Teoría de Arrhenius: definió los ácidos como sustancias químicas
que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una
concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente
en el agua pura. Del mismo modo, definió una base como una
sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo,
OH-
La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el
concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen
hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La
segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas,
cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que
tienen lugar en ausencia de agua, en síntesis:
Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.
Las bases liberan iones hidróxido en agua.
1.2.2. Teoría de Brönsted – Lowry: Propusieron una nueva teoría de ácido
y base. Esta engloba todos los aspectos de la teoría de Arrhenius,
elimina la necesidad de una solución acuosa y amplio las sustancias
que pueden considerarse acidas y básicas.
Según Bronsted y Lowry: ácidos son las sustancias (moleculares o
iónicas) que puede ceder iones H+ y bases son las sustancias
(moleculares o iónicas) que pueden tomar iones H+.
En la teoría de Bronsted y Lowry resulta fundamental el concepto de
ácidos y bases conjugados. Cuando un ácido cede un protón se forma
, un anión negativo que tendrá la capacidad de capturar un protón para
regenerar el ácido. El anión, en este caso, se comporta como una
base. Se ilustra este comportamiento con el ácido clorhídrico y con el
ion amonio:
El mismo razonamiento se puede hacer con una base. Entonces
podemos concluir que: todos los ácidos al ceder un protón producen
las bases conjugadas de dichos ácidos, y todas las bases que toman
un protón producen ácidos conjugados de las bases.
Como los iones H+ no existen libres las propiedades de los ácidos y
bases de Bronsted-Lowry se ponen de manifiesto al interaccionar un
ácido y base entre sí para dar las respectivas bases y ácidos
conjugados.
Algunas sustancias, como el caso del agua, pueden actuar como
aceptores o dadores de iones H+ y, por tanto, como base o acido de
Brönsted, llamadas anfolitos o sustancias anfipróticas. En la teoría de
Arrhenius sustancias de este tipo se llaman anfóteras, y pueden actuar
como acido o como base según la acidez o basicidad del medio done
se encuentren.
1.2.3. Teoría de Lewis: Al estudiar Lewis la distribución de los electrones
en las moléculas de los ácidos y de las bases se dio cuenta de que la
reacción de neutralización requería la formación de enlace covalente
coordinado (enlace en el que los dos electrones del enlace son
aportados por el mismo átomo).
El OH- posee pares de electrones sin compartir que son susceptibles
de ser donados a átomos con orbitales vacíos de baja energía, como el
H+
De este modo, de acuerdo con la teoría de Lewis, un ácido es toda
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