ãcidos y bases[1]
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ÁcidosCaracterísticas
EjemplosLimón, bebidas carbónicas, café negro, Aspirina, vinagre.
Tienen sabor agrio
Se encuentran en muchas frutas y en productos de
fermentaciones como el vinagre y el yogur
Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo
Reaccionan con algunos metales (Mg, Zn, Fe) liberando hidrógeno (H2)
Reacciona con las bases formando sal y agua
En solución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica
Sabor amargo
Poseen tacto grasiento
Las propiedades básicas desaparecen al reaccionar con las ácidos
Reacciona con los ácidos formando sal y agua
En solución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica
Bases o hidróxidosCaracterísticas
EjemplosAmoniaco, jabón, detergente, limpiadores, sosa cáustica
Ácido o base Donde se encuentra
ácido acético vinagre
ácido acetil salicílico aspirina
ácido ascórbico vitamina C
ácido cítrico zumo de cítricos
ácido clorhídrico jugos gástricos
ácido sulfúrico baterías de coches
amoníaco (base) limpiadores caseros
hidróxido de magnesio (base)
leche de magnesia (laxante y antiácido)
Ácidos y bases caseros
HA A- + H+
Ácidos Liberan iones hidrógeno (H+) en agua
Arrhenius
BasesLiberan iones hidróxido (OH-) en agua
BOH B- + OH-
La teoría de Arrhenius para ácidos y bases se aplica a soluciones acuosas
HCl + H2O H3O + Cl-
Ácido Es un donador de protones; dona un ion hidrógeno H+
Bronsted-Lowry
Base Es un receptor de protones; acepta un ion hidrógeno H+
Dona H+
HCl + H2O H3O + Cl-
Acepta H+
HCl + H2O H3O+ + Cl-
Ácidos Es un donador de protones; dona un ion hidrógeno H+
Bronsted-Lowry
Bases Es un receptor de protones; acepta
un ion hidrógeno H+
Dona H+
HCl + H2O H3O+ + Cl-
Dona H+
Ácidos de Lewis
BrÖnsted y Lowry
Ácido de Arrhenius
Teorías Ácido-Base
Ácido + Base Sal + Agua
Reacciones de neutralización
Arrhenius
Ácido + Base Base + Ácido conjugada conjugado
Reacciones de neutralización
Bronsted-Lowry
Se forma el ácido conjugado
Se forma la base conjugada
NH+4 / NH3 = Ácido / Base conjugada
H2O / H3O+ = Base / Ácido conjugado
NH+4 + H2O H3O + NH3
Dona un H+
Acepta un H+
REACCIÓN ÁCIDO-BASE DE BRONSTED-LOWRY
Par conjugado
El ácido conjugado es la partícula formada cuando una base acepta un ión hidrógeno (protón H+)
Definiciones
La base conjugada es la partícula que permanece cuando un ácido ha donado un ion hidrógeno (protón H+)
Se forma la base conjugada
HCl Cl-dona H+
Se forma el ácido conjugado
NH3 NH4+
acepta H+
Ácidos Bases conjugada Nombre del ion
Ácidos fuertes (reaccionan completamente con agua para formar H3O
+ y una base
conjugada
H2SO4
HCl
HNO3
HSO4-
Cl-
NO3-
Ión bisulfito
ión cloruro
ión nitrato
Ácidos débiles
(no reaccionan extensamente
con agua)
H3O
H2C2O4
HSO4-
H3PO4
HF HC2O4
-
HC2H3 O2
H2S
H2PO4-
HSO3-
NH4+
HCNHCO3
H2O
HC2O4-
SO42-
H2PO4-
F- C2O4
2-
C 2H3O2-
HS- HPO4
2-
SO32-
NH3
CN-
CO32-
Agua Ión oxalato hidrogenadoión sulfatoión fosfato dihidrogenadoión fluoruro ión oxalatoión acetatoión sulfuro hidrogenado ión fosfato hidrogenadoión sulfito Amoniacoión cianuroión carbonato
Ácidos y bases conjugadas
ÁCIDOS FUERTES
Son los ácidos minerales: HCl, HBr, HI.
Los ácidos que tienen una diferencia entre oxígeno e hidrógeno de 2 o más:
H2SO4, HCLO4, HNO3,
ÁCIDOS DÉBILES
Son los ácidos minerales: HF, H2S, HCN.
Los ácidos que tienen una diferencia entre oxígeno e hidrógeno de 1 o menos: H2CO3, H3PO4, HNO2,
Fortaleza de los ácidos
Ácido fuerte se disocia totalmente y la reacción es irreversible, produce una base débil
Fortaleza de los ácidos
BASES FUERTES
Son las bases de la familia IA y algunas de la familia II excepto la de berilio:
NaOH, KOH, LiOH, Ca(OH)2
BASES DÉBILES
Be(OH)2, NH3
Fortaleza de las bases
Son los ácidos que tienen un solo protón en la fórmula.
Acidos Monopróticos
Ejemplos
HCl, HBr, HI, HClO, HMnO4
Son los ácidos que tienen un dos o más protones en la fórmula.
Acidos Polipróticos
Ejemplos
H2SO4, H2CO3, H3PO4
DisociaciónEs la separación de los iones existentes en una sustancia iónica, cuando se encuentran en solución acuosa o en un estado líquido.
IonizaciónEs el proceso mediante el cual una molécula se separa en una parte positiva y en una negativa, por separación asimétrica de los pares de electrones.
Disociación y Ionización
Disociación del agua