1. Definiciones generales
2. Disolución del agua
3. Cálculo del pH y del pOH
4. Fuerzas de ácidos y bases
5. Constantes de disociación
6. Hidrólisis
7. Valor de las acciones ácido - base
7.1 – DEFINICIONES GENERALES
ARRHENIUS:
Ácido: Toda sustancia que cede iones H+ al disolverse en agua.
HA ⟷ A– + H+ → HNO2 ⟷ NO$
# +H
+
Base: Se dice de la sustancia que cede iones OH– al disolverla en agua.
MOH ⟷ M+ + OH– → NH4OH ⟶ NH)* + OH–
Los ácidos y las bases se pueden neutralizar:
neutralizar
HA + MOH ⟶ MA + H2O (H+ + H2O ⟶ H2O)
BRØN
BRØNSTED
ØNSTED Y LOW
LOWRY:
Ácido: Toda sustancia capaz de ceder protones (A).
Base: Toda sustancia capaz de captar
captar protones (B).
HA ⟷ A– + H+ B + H+ ⟷ HB+
Ácido Base conjugada Base Ácido conjugado
Kw → Producto iónico del agua o constante de equilibrio de disociación del agua.
El valor de Kw a 25ºC es de 1 · 10-14
• [H3O+] = [OH–] = 1 · 10-7 M
• [H+] = [OH–] = 1 · 10-7 M
, QUÍMICA TEMA 7
La acidez de una disolución de representa mediante la concentración de hidronio (H3O+).
Disolución neutra: Sucede cuando no se altera el equilibrio de disociación del agua.
[H3O+] = 1 · 10-7 M
Disoluciones ácidas: Contienen más hidronios que los que contiene el agua pura.
[H3O+] > 1 · 10-7 M
Disoluciones básicas: Contienen menos hidronios que el agua pura.
[H3O+] < 1 · 10-7 M
7.3 – CÁLCULO DEL pH Y DEL pOH
pH = – log [H3O+] = – log [H+]
pH + pOH = 14
pOH = 1 – log [OH–]
ESCALA DEL PH SEGÚN BRØNSTED Y LOWRY:
LOWRY:
H2O + H2O ⟷ H3O+ + OH– ⟶ Kw = 1 · 10-14
7.4 – FUERZAS DE ÁCIDOS Y BASES
ARRH
ARRHENIUS:
Un ácido fuerte es el que está totalmente disociado.
disociado Del mismo modo una base fuerte es la que se
encuentra totalmente disociada.
disociada
Un ácido débil está parcialmente disociado y una base débil está parcialmente disociada.
disociada
Ácidos fuertes: HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, H2SO4.
Bases fuertes: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
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