Química. Fuerza relativa. Autoprotólisis de agua. Hidrólisis. Disolución. Teorías. Equilibrio químico
INTRODUCCIÓN.
TEORÍAS ÁCIDO BASE. COMPARACIÓN.
1) Lavoisier (1777): Observó que sustancias como S y P en combinación con O, y en disolución acuosa, daban lugar a sustancias ácidas. Pensó que el responsable era el oxígeno, al que le llamó principio acidificante.
2) Davy (1810): Observó que el HCl (ácido muriático) era ácido y no tenía oxígeno, luego dedujo que el hidrógeno era el responsable de la acidez.
3) Arrhenius (1887): Teoría de la disociación electrolítica iónica: Cuando los electrolitos (ácidos, bases y sales) se disuelven en H2O , se disocian en partículas cargadas: IONES.
Ácido: Sustancia que en disolución acuosa, libera iones hidrógeno
Base: Sustancia que en disolución acuosa libera iones hidroxilo 
Neutralización:
4) Franklin (1905): Estudió el sistema del amoníaco . Si el disolvente no era agua:
5) Brönsted y Lowry (1923):
Ácido: Toda especie capaz de ceder protones.
Base: Toda especie capaz de aceptar protones.
Reacción: Transferencia de protones.
- Surge la idea de ácido-base conjugados.
- Brönsted decía que los disolventes pueden actuar, tanto de ácido como de base:
- Las sustancias pueden actuar como ácidos o como bases, dependiendo de la sustancia a la que se les enfrente.
- Brönsted llamó a los ácidos y a las bases PROTOLITOS, y al sistema ácido-base, SISTEMA PROTOLÍTICO.
- Las sustancias que pueden actuar tanto como ácido como base, se llaman ANFOLITOS, ANFÓTEROS o ANFIPRÓTICOS.
6) Lewis (1938):
No todas las reacciónes ácido-base implicaban transferencia de protones, y sin embargo, si se formaba siempre un enlace covalente dativo.
Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo.
Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser compartidos para formar enlaces covalentes dativos.
Son ácidos de Lewis:
- Cationes sencillos: 
- Sustancias con orbitales incompletos 
COMPARATIVA DE TEORÍAS:
Arrhenius-Brönsted: (comparación)
1. Ácidos: Brönsted amplia el concepto de ácido a sustancias cargadas.
2. Bases: Brönsted amplia el concepto de base a sustancias que no son hidróxidos.
3. Brönsted amplia su teoría a disoluciones no acuosas  .
FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES.
1) Constantes de disociación 
- Ácido fuerte: Aquél que tuviese gran tendencia a ceder un protón.
- Base fuerte: Aquélla que tuviese gran tendencia a captar un protón.
- Cuanto mayor sea  más disociado estará el ácido (más fuerte será el ácido).
BASES:
EFECTO NIVELADOR DEL DISOLVENTE (O DIFERENCIADOR).
 Se disocian en agua, prácticamente en un 100%: Ácidos fuertes.
El  ejerce un efecto diferenciador entre el , 
El ejerce un efecto nivelador entre el 
Si utilizamos un disolvente menos básico que el agua:
Si utilizamos un disolvente más básico que el agua:
- A través de la utilización de varios disolventes, se ha podido establecer la fuerza de los ácidos, por orden de fuerza, que en no se distinguían debido a su gran fuerza:
CONSTANTE DE AUTOPROTÓLISIS DEL AGUA.
CONCEPTO DE pH.
Sörensen buscó una forma de trabajar con números más sencillos para las concentraciones de 
CÁLCULO DEL pH.
HIDRÓLISIS.
CÁLCULO DEL pH DE SALES.
Las sales se disocian completamente (excepto aquéllas que mantiene equilibrios de solubilidad, y que no veremos en este tema); según los iones en que se disocian provengan de ácidos o bases, fuertes o débiles, procederemos de la misma forma que en cálculo del pH de ácidos o bases.
DISOLUCIONES REGULADORAS.
VALORACIONES ÁCIDO-BASE.
Si queremos conocer la concentración de una sustancia (elemento o compuesto), en una muestra problema, podemos acudir a un proceso de medida cuantitativa que se llama VALORACIÓN o VOLUMETRÍA.
Hay tres tipos de volumetrías:
- Ácido-base.
- Oxidación-reducción.
- Precipitación o de formación de complejos.
ÁCIDO-BASE O DE NEUTRALIZACIÓN:
Hacemos reaccionar un ácido con una base o viceversa.
El punto en el cual las concentraciones de ácido y base son equivalentes (se neutralizan el uno al otro completamente), se llama punto final de la valoración o PUNTO ESTEQUIOMÉTRICO.
En ese punto o punto de equivalencia, el cambio de pH es muy brusco.
INDICADORES.
Se utilizan para determinar el punto de equivalencia. Los hay de dos tipos:
- Físicos
- Químicos
Los indicadores ácido-base son ácidos o bases débiles que cambian de color dentro de un pequeño intervalo de pH. Suelen ser sustancias orgánicas, muy solubles en agua y estables químicamente.
Autor: Mariano Julia
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