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Ácidos y Bases - Monografía



 
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Química. Fuerza relativa. Autoprotólisis de agua. Hidrólisis. Disolución. Teorías. Equilibrio químico



INTRODUCCIÓN.



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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.

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Ácido: Sustancia que en disolución acuosa, libera iones hidrógeno

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Base: Sustancia que en disolución acuosa libera iones hidroxilo 5787.gif

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Neutralización:



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4)    Franklin (1905): Estudió el sistema del amoníaco  . Si el disolvente no era agua:
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5)    Brönsted y Lowry (1923):

Ácido: Toda especie capaz de ceder protones.
Base: Toda especie capaz de aceptar protones.
Reacción: Transferencia de protones.

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-    Surge la idea de ácido-base conjugados.
-    Brönsted decía que los disolventes pueden actuar, tanto de ácido como de base:

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-    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.

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-    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: 5794.gif
-    Sustancias con orbitales incompletos 5795.gif

COMPARATIVA DE TEORÍAS:



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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 5797.gif .

FUERZA RELATIVA DE ÁCIDOS Y BASES.



1)    Constantes de disociación  5798.gif

-    Ácido fuerte: Aquél que tuviese gran tendencia a ceder un protón.
-    Base fuerte: Aquélla que tuviese gran tendencia a captar un protón.

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-    Cuanto mayor sea   5800.gifmás disociado estará el ácido (más fuerte será el ácido).

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BASES:



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EFECTO NIVELADOR DEL DISOLVENTE (O DIFERENCIADOR).



5804.gifSe disocian en agua, prácticamente en un 100%: Ácidos fuertes.

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El 5806.gifejerce un efecto diferenciador entre el , 5807.gif

El 5806.gif  ejerce un efecto nivelador entre el  5808.gif

Si utilizamos un disolvente menos básico que el agua:

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Si utilizamos un disolvente más básico que el agua:

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-    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:

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CONSTANTE DE AUTOPROTÓLISIS DEL AGUA.



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CONCEPTO DE pH.



Sörensen buscó una forma de trabajar con números más sencillos para las concentraciones de 5814.gif

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CÁLCULO DEL pH.



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HIDRÓLISIS.



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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.

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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.

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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.

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Autor:

Mariano Julia

 







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