Teorías del Ácido-Base: Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis, Diapositivas de Biología

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pH y concepto ácido-base

Dr. Pedro Osorio Montalvo Tecnológico Nacional de México Campus Tizimín Química - Unidad VI

Ácidos y Bases

• Los compuestos ácidos se clasificaron por primera vez sobre la base de su sabor agrio. Las palabras latinas acidus (agrio) y acetum (vinagre) dieron origen a nuestros términos modernos ácido y ácido acético.
• Los compuestos alcalinos (bases) eran sustancias que neutralizaban los ácidos, como la piedra caliza y las cenizas de las plantas ( al kalai en árabe).
• Hoy en día las propiedades y reacciones de los ácidos y de las bases son muy importantes para el estudio de la química orgánica.
• Por eso debemos considerar exactamente lo que significan los términos de ácido y de base.

Svante Arrhenius

• Fue un físico-químico y profesor sueco galardonado con el Premio Nobel de Química en 1903 por su contribución al desarrollo de la química con sus experimentos en el campo de la disociación electrolítica.

Definición de Arrhenius

• La teoría de Arrhenius definió a los ácidos como sustancias que se disocian en agua para formar iones hidronio (H 3 O + )
• Se suponía que los ácidos más fuertes, como el ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ), se disociaban en mayor medida que los ácidos más débiles, como el ácido acético (CH 3 COOH). Copiar Sulfato de hidrógeno Acetato

• La acidez o basicidad de una disolución acuosa se mide por medio de la concentración del H 3

O

• Este valor también implica la concentración del

   OH, ya que estas 

dos concentraciones están relacionadas por la constante del producto iónico del agua: Copiar

• En una disolución neutra, las concentraciones del H 3

O

y

• OH son iguales:
• Las disoluciones ácidas y básicas se definen por un exceso de H 3

O

u

• OH: Copiar Copiar

Cálculo del pH

• El pH para una solución acuosa se calcula a partir de [H
  • ] utilizando la siguiente ecuación:
• La p minúscula representa ‘‘− log 10 ”, a menudo se deja fuera la parte de la base 10 para abreviar.
• Por ejemplo, si tenemos una solución con [H
  • ]=1× 10 − M, entonces podemos calcular el pH mediante la siguiente ecuación: Copiar Copiar

Escala de pH

• La escala de pH es una escala logarítmica negativa que nos permite fácilmente clasificar distintas sustancias por su valor de pH.
• La parte logarítmica significa que el pH cambia 1 unidad por cada factor de 10 en el cambio de la concentración de H + .
• El signo negativo delante del log nos dice que hay una relación inversa entre el pH y [H + ]: cuando aumenta el pH, [H + ] disminuye, y viceversa.

Johannes Bronsted y Thomas Lowry

• Johannes Bronsted fue un químico y físico danés conocido como una autoridad en la catálisis por ácidos y bases. - Thomas Lowry fue un físico y químico inglés destacado como un gran químico orgánico.

Ácidos y bases de Bronsted-Lowry

• En 1923 , Bronsted y Lowry definieron a los ácidos y las bases sobre la base de la transferencia de protones (cationes de hidrógeno: H + ).
• Un ácido de Bronsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un protón, y una base de Bronsted-Lowry es cualquier especie que puede aceptar un protón (H + ).
• Estas definiciones también incluyen a todos los ácidos y bases de Arrhenius debido a que los compuestos que se disocian para formar H 3 O + son donadores de protones, y los compuestos que se disocian para formar - OH son aceptores de protones (el ion hidróxido acepta un protón para formar H 2 O).

• Las siguientes tres son bases de Bronsted-Lowry, pero no son bases de Arrhenius, ya que no tienen iones hidróxido: Copiar Ácido nítrico Ácido sulfúrico Ácido clorhídrico Amoniaco Ion Amonio Propano Propeno Sulfato de hidrógeno Formaldimina Nitrato

Ácidos y bases conjugados de Bronsted-Lowry

• Cuando una base acepta un protón, se vuelve un ácido capaz de devolver dicho protón.
• Cuando un ácido dona su protón, se vuelve una base capaz de aceptar nuevamente ese protón (H + ). Copiar Amoniaco Ion Amonio Sulfato de hidrógeno Hidronio

• Entre más fuerte es el ácido más se disocia, lo que da un valor más grande de K a

• Los ácidos fuertes se ionizan casi por completo en el agua, y sus constantes de disociación son mayores que 1.
• La mayoría de los ácidos orgánicos son ácidos débiles, con valores de K a menores que 10 - 4 .

Fuerza de las bases

• La fuerza de un ácido se relaciona inversamente con la fuerza de su base conjugada.
• Para que un ácido (HA) sea fuerte, su base conjugada (A-) debe ser estable en su forma aniónica; de lo contrario, el HA no perdería fácilmente su protón (H + ).
• Por lo tanto, la base conjugada de un ácido fuerte debe ser una base débil.
• Por otra parte, si un ácido es débil, su base conjugada es una base fuerte.