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Description
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Equilibrio ácido-base
- Involucra
- Todo el conjunto de reacciones, en disolución acuosa, que
implica la presencia de ácidos y bases disociados.
- Ácidos
- Son aquellas
- Sustancias que poseen un sabor agrio, son corrosivos a la
piel, enrojecen colorantes vegetales, disuelven sustancia,
atacan metales para liberar hidrógeno y que pierden sus
propiedades al reaccionar con bases.
- Descritos por
- Teoría de
Arrhenius
- Discute acerca de sustancias que se disocian en cationes y iones
en solución acuosa, denominados electrolitos. Aquellos que
generan cationes hidrógeno o protones, se denominan ácidos.
Aquellos que generan aniones hidróxido, se denominan bases.
Cuando estos ácidos y bases reaccionan entre sí, dan origen a
reacciones de neutralización; donde los protones del ácidos y
iones hidróxido de la base reaccionan para formar de agua.
- Discute acerca de sustancias que se disocian en cationes y iones
en solución acuosa, denominados electrolitos. Aquellos que
generan cationes hidrógeno o protones, se denominan ácidos.
Aquellos que generan aniones hidróxido, se denominan bases.
Cuando estos ácidos y bases reaccionan entre sí, dan origen a
reacciones de neutralización; donde los protones del ácidos y
iones hidróxido de la base reaccionan para formar de agua.
- Teoría de
Bronsted-Lowry
- Describe a los ácidos como sustancias que en disolución cede
protones a otra especie. Por su parte, las bases son sustancias
que en disolución acepta protones de otra especie. A partir de
estos conceptos, se define los "Par ácido/base conjugado". Este
indica que cuando un ácido pierde protones se convierte en la
"base conjugada". Por otro lado, cuando una base captura
protones de convierte en su "ácido conjugado".
- Describe a los ácidos como sustancias que en disolución cede
protones a otra especie. Por su parte, las bases son sustancias
que en disolución acepta protones de otra especie. A partir de
estos conceptos, se define los "Par ácido/base conjugado". Este
indica que cuando un ácido pierde protones se convierte en la
"base conjugada". Por otro lado, cuando una base captura
protones de convierte en su "ácido conjugado".
- Teoría de
Lewis
- Se fundamenta en la compartición, por enlace covalente
coordinado, de un par electrónico. A partir de esto define que un
ácido es una especie que posee al menos un átomo capaz de
aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente
coordinado. En cambio, una base es aquella especie que contiene
al menos un átomo capaz de aportar un par electrónico en un
enlace covalente coordinado.
- Se fundamenta en la compartición, por enlace covalente
coordinado, de un par electrónico. A partir de esto define que un
ácido es una especie que posee al menos un átomo capaz de
aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente
coordinado. En cambio, una base es aquella especie que contiene
al menos un átomo capaz de aportar un par electrónico en un
enlace covalente coordinado.
- Teoría de
Franklin
- Introdujo el concepto de sistemas de disolventes para ácidos y
bases, donde los disolventes también contribuyen con cationes y
aniones con carácter ácido o base. De manera general, un ácido
es aquel soluto que da el catión del disolvente. En cambio, una
base es aquel soluto que da el anión del disolvente.
- Introdujo el concepto de sistemas de disolventes para ácidos y
bases, donde los disolventes también contribuyen con cationes y
aniones con carácter ácido o base. De manera general, un ácido
es aquel soluto que da el catión del disolvente. En cambio, una
base es aquel soluto que da el anión del disolvente.
- Teoría de
Arrhenius
- Se clasifican en
- Electrolitos fuertes
- Son aquellos que se disocian
completamente en agua.
- Su fortaleza se determina a partir de
- Constantes de acidez y basicidad
- En soluciones muy diluidas, la fortaleza de ácidos o bases depende de
sus constantes de acidez (ka) o de basicidad (Kb). Sus fórmulas son:
- Según los valores de Ka y Kb se puede establecer si un ácido o base es fuerte o débil.
Si Ka o Kb e menor a 1, el ácido o la base es fuerte y estará disociado completamente.
En cambio, si el Ka o Kb es menor a 1, el ácido o base estará parcialmente disociado.
- En el caso de los ácidos polipróticos, a medida que se disocian sucesivamente,
cada uno de sus equilibrios presentará constantes de acidez que disminuyen
en magnitud paulatinamente. Esto implica que las especies formadas por
disociaciones consecutivas será progresivamente menos ácidas.
- Las constantes de acidez y basicidad también posee relaciones
entre sí, las cuales originan los siguientes conceptos: Si un ácido
es fuerte (Ka>1), su base conjugada es débil (Kb<1). En cambio, si
un ácido es débil (Ka<1), su base conjugada es fuerte (Kb>1).
- Las constantes también están relacionadas con el
grado de disociación de los ácidos y las bases. Esto
se deduce a partir de la contante de acidez, así:
- Las constantes también están relacionadas con el
grado de disociación de los ácidos y las bases. Esto
se deduce a partir de la contante de acidez, así:
- Las constantes de acidez y basicidad también posee relaciones
entre sí, las cuales originan los siguientes conceptos: Si un ácido
es fuerte (Ka>1), su base conjugada es débil (Kb<1). En cambio, si
un ácido es débil (Ka<1), su base conjugada es fuerte (Kb>1).
- En el caso de los ácidos polipróticos, a medida que se disocian sucesivamente,
cada uno de sus equilibrios presentará constantes de acidez que disminuyen
en magnitud paulatinamente. Esto implica que las especies formadas por
disociaciones consecutivas será progresivamente menos ácidas.
- Según los valores de Ka y Kb se puede establecer si un ácido o base es fuerte o débil.
Si Ka o Kb e menor a 1, el ácido o la base es fuerte y estará disociado completamente.
En cambio, si el Ka o Kb es menor a 1, el ácido o base estará parcialmente disociado.
- En soluciones muy diluidas, la fortaleza de ácidos o bases depende de
sus constantes de acidez (ka) o de basicidad (Kb). Sus fórmulas son:
- Constantes de acidez y basicidad
- Su fortaleza se determina a partir de
- Son aquellos que se disocian
completamente en agua.
- Electrolitos débiles
- Son aquellos que se disocian
parcialmente en agua.
- Son aquellos que se disocian
parcialmente en agua.
- Electrolitos fuertes
- Descritos por
- Sustancias que poseen un sabor agrio, son corrosivos a la
piel, enrojecen colorantes vegetales, disuelven sustancia,
atacan metales para liberar hidrógeno y que pierden sus
propiedades al reaccionar con bases.
- Son aquellas
- Bases
- Son aquellas
- Sustancias que poseen sabor amargo, suaves al tacto pero
corrosivos a la piel, dan color azul a colorantes vegetales,
precipitan sustancias disueltas en ácidos, disuelven grasas
y pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.
- Sustancias que poseen sabor amargo, suaves al tacto pero
corrosivos a la piel, dan color azul a colorantes vegetales,
precipitan sustancias disueltas en ácidos, disuelven grasas
y pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.
- Son aquellas
- Equilibrio de ionización de agua.
- El agua por sí sola presenta una pequeña
conductividad eléctrica, lo que indica que está
parcialmente disociada en iones hidróxido y protones.
- A partir de las concentraciones de H3O+ y OH-, en la ecuación
de equilibrio, se deduce una expresión para la constante de
equilibrio de disociación del agua Kw. Esta se denomina
"Producto iónico del agua" y equivale a 1x10^-14
- El pH, abreviatura para "Potencial Hidrógeno", es un parámetro que
sirve para medir el grado de acidez o alcalinidad de las sustancias; en
este caso en base a la concentración de protones en disolución. Dicho
parámetro es factor clave para que muchas reacciones se produzcan
o no. Su cálculo se realiza a partir de la siguiente fórmula:
- El pOH, abreviatura para "Potencial Hidróxido", posee el mismo
concepto que el pH, aunque este se encuentra en función de la
concentración de iones OH. Su fórmula de cálculo es:
- A partir de los valores de pH se puede
estimar la acidez o basicidad de las
sustancias de la siguiente manera:
- Cabe recalcar que la relación entre pH y pOH, deducida en base a las
contantes de acidez y basicidad, es la siguinete: pH + pOH= 14
- Cabe recalcar que la relación entre pH y pOH, deducida en base a las
contantes de acidez y basicidad, es la siguinete: pH + pOH= 14
- A partir de los valores de pH se puede
estimar la acidez o basicidad de las
sustancias de la siguiente manera:
- El pOH, abreviatura para "Potencial Hidróxido", posee el mismo
concepto que el pH, aunque este se encuentra en función de la
concentración de iones OH. Su fórmula de cálculo es:
- El pH, abreviatura para "Potencial Hidrógeno", es un parámetro que
sirve para medir el grado de acidez o alcalinidad de las sustancias; en
este caso en base a la concentración de protones en disolución. Dicho
parámetro es factor clave para que muchas reacciones se produzcan
o no. Su cálculo se realiza a partir de la siguiente fórmula:
- A partir de las concentraciones de H3O+ y OH-, en la ecuación
de equilibrio, se deduce una expresión para la constante de
equilibrio de disociación del agua Kw. Esta se denomina
"Producto iónico del agua" y equivale a 1x10^-14
- El agua por sí sola presenta una pequeña
conductividad eléctrica, lo que indica que está
parcialmente disociada en iones hidróxido y protones.
- Hidrólisis de sales
- Es la reacción de los iones de una sal con el agua. La hidrólisis solo se
puede apreciar cuando estos iones proceden de un ácido o base débil.
- Tipos
- Sales procedentes de
ácido fuerte y base fuerte
- No se produce hidrólisis debido a que el ácido y la base son muy
débiles apenas reaccionan con agua. Los equilibrios están muy
desplazados hacia la izquierda. Ejemplo: NaCl
- Sales procedentes de
ácido débil y base fuerte
- Se produce hidrólisis básica ya que el ácido apenas relaciona con el
agua pero base fuerte reacciona de forma significativa, lo que
provoca que el pH >7. Ejemplo: NaCN
- Sales procedentes de
ácido fuerte y base débil
- Se produce hidrólisis ácida ya que el ácido reacciona con el agua
mientras que la base débil no lo hace lo que provoca que el pH<7.
Ejemplo: NH4Cl
- Sales procedentes de
ácido débil y base débil
- En este caso tanto el catión como el anión de hidroliza y la disolución
será ácida o básica según que ion se hidrolice en mayor grado.
Ejemplo: NH4CN
- En este caso tanto el catión como el anión de hidroliza y la disolución
será ácida o básica según que ion se hidrolice en mayor grado.
Ejemplo: NH4CN
- Se produce hidrólisis ácida ya que el ácido reacciona con el agua
mientras que la base débil no lo hace lo que provoca que el pH<7.
Ejemplo: NH4Cl
- Se produce hidrólisis básica ya que el ácido apenas relaciona con el
agua pero base fuerte reacciona de forma significativa, lo que
provoca que el pH >7. Ejemplo: NaCN
- No se produce hidrólisis debido a que el ácido y la base son muy
débiles apenas reaccionan con agua. Los equilibrios están muy
desplazados hacia la izquierda. Ejemplo: NaCl
- Sales procedentes de
ácido fuerte y base fuerte
- Tipos
- Es la reacción de los iones de una sal con el agua. La hidrólisis solo se
puede apreciar cuando estos iones proceden de un ácido o base débil.
- Soluciones Buffer
- Son
- Mezclas homogéneas, también denominadas amortiguadoras o tampón, que son capaces de mantener el pH
del medio tras adición de pequeñas cantidades de ácido como de base.
- Están formadas por:
- Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil
(Eg: Ácido acético y acetato de sodio)
- Para cualquier solución Buffer, la concentración de protones o
hidróxido está dada por la siguiente ecuación:
- Su respectivo cálculo de pH está dado por la llamada ecuación
de Henderson - Hasselbach, la cual se expresa así:
- Ahora bien, cuando a un buffer se le adiciona ácido o base, sus concentraciones en iones hidróxido o
protones dependerán de las siguientes ecuaciones:
- Ahora bien, cuando a un buffer se le adiciona ácido o base, sus concentraciones en iones hidróxido o
protones dependerán de las siguientes ecuaciones:
- Su respectivo cálculo de pH está dado por la llamada ecuación
de Henderson - Hasselbach, la cual se expresa así:
- Para cualquier solución Buffer, la concentración de protones o
hidróxido está dada por la siguiente ecuación:
- Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil
(Eg: Amoníaco y cloruro de amonio)
- Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil
(Eg: Ácido acético y acetato de sodio)
- Están formadas por:
- Mezclas homogéneas, también denominadas amortiguadoras o tampón, que son capaces de mantener el pH
del medio tras adición de pequeñas cantidades de ácido como de base.
- Son
- Indicadores de pH (ácido-base)
- Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica,
este cambio de color se considera apreciable cuando [HIn]>10• [In-] el color
del ácido (HIn) predomina o [HIn]<1/10•[In-] el color de la base conjugada
(In-) predomina.
- Algunos indicadores de pH:
- Algunos indicadores de pH:
- Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica,
este cambio de color se considera apreciable cuando [HIn]>10• [In-] el color
del ácido (HIn) predomina o [HIn]<1/10•[In-] el color de la base conjugada
(In-) predomina.
- Ácidos
- Todo el conjunto de reacciones, en disolución acuosa, que
implica la presencia de ácidos y bases disociados.
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