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ARRHENIUS
un ácido es una sustancia que contiene un exceso de protones (H+)
mientras que una base es una sustancia que contiene un exceso de
oxhídrilos (OH-)
BRONSTED - LOWRY
• un ácido es una sustancia capaz de ceder protones (donor de protones)
HA A- + H+
• una base es una sustancia capaz de tomar protones (aceptor de protones)
B + H+ BH+
al par ácido1 base1 se lo llama par conjugado
Ácido 1 Base2+
Ácido 2 Base1+
Ácido 1 H + Base1+
Ácido 2Base2 H ++
LEWISInterpreta a la combinación de ácidos con bases en
términos de la formación de una unión covalente coordinada. Un ácido de Lewis acepta y comparte
pares de electrones donados por una base de Lewis.
No se le atribuye acidez a ningún grupo sino que se lo hace a un arreglo electrónico y requiere de la
disponibilidad de un orbital vacante para la aceptación del par de electrones
Ej. SOC12, AlC13 , SO2 , BF3
VOLVEMOS ABRONSTED - LOWRY
• un ácido es una sustancia capaz de ceder protones (donor de protones)
HA A- + H+
• una base es una sustancia capaz de tomar protones (aceptor de protones)
B + H+ BH+
• Grupo químico responsable de la acidez: H+
• Grupo químico responsable de la basicidad: OH-
• Una solución es ácida cuando [H+] > [OH-]
• Una solución es básica cuando [H+] < [OH-]
• Una solución es neutra cuando [H+] = [OH-]
• La concentración de [H+] y de [OH-] de una solución están relacionadas a través del producto iónico del agua:
w
-3
-3w
-322
K OHOH pura aguaen
OH*OH K
OH OH OH OH
• Definimos pH = -log([H+])• Definimos pOH = -log([OH-])• Definimos pK = -log (K)• En general pX = -logX• Grado de disociación para HA = A- + H+
como:
o
-
-
-
C
A
AHA
A α
• Una solución es ácida cuando [H+] > [OH-] es decir cuando pH < pOH
• Una solución es básica cuando [H+] < [OH-] es decir cuando pH > pOH
• Una solución es neutra cuando [H+] = [OH-] es decir cuando pH = pOH
ACIDOS FUERTES
• HClO4
• HCl, HBr, HI
• HNO3
• H2SO4
• ClO4-
• Cl-, Br-, I-
• NO3-
• HSO4-
Fuerza de un ácido
ACIDOS Y BASESACIDOS Y BASES
Bronsted Lewis
fuertes débiles duros blandos