Acidos y Bases

Acidos y Bases

1. Teorias de Acidos y Bases

   • ÁCIDOS Y BASES FUERTES
     • Los iones hidronio, H3O+, y los iones hidróxido, –OH, son respectivamente, los ácidos y bases más fuertes que existen en soluciones acuosas.
   • ACIDOS Y BASES DEBILES
     • De acuerdo con la teoría de Bronsted-Lowry, se define un ácido como una sustancia que puede donar un protón y una base como una sustancia que puede aceptar un protón.
     • TEORÍA DE BRONSTED-LOWRY.
       • Para Bronsted-Lowry, un Ácido, es una sustancia que cede protones, a otra que lo acepta llamada Base, de ahí se deduce que el ácido y la base deben estar presentes, y nace el concepto de Par Ácido-base conjugado. Como la reacción de disolución acuosa del ácido etanoico o acético es un equilibrio, puede describírsela mediante una expresión para la constante de equilibrio.
   • TEORÍA DE G.N. LEWIS
     • Lewis propuso que los ácidos podían definirse como receptores de pares de electrones y las bases como donantes de pares de electrones.
       • En la teoría de Lewis, el protón no es el único ácido, sino también muchas otras partículas. Por ejemplo, el cloruro de aluminio y el trifluoruro de boro reaccionan con aminas en la misma forma que lo hace un protón.
   • TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASES DE SVANTE AUGUST ARRHENIUS
     • Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones.
     • Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH.

2. Concepto de PH Y POH

   • El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución. El pH es la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinada sustancia. La sigla significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii o potentia Hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés Sørensen, quien lo definió como el logaritmo negativo de base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:
     • Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno
   • El pOH
     • El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Esto es, la concentración de iones OH-:
       • pOH = − log10.[OH − ]
         • En soluciones acuosas, los iones OH- provienen de la disociación del agua:
           • H2O ↔ H+ + OH- o también, 2H2O ↔ H3O+ + OH-
             • Por ejemplo, una concentración de [OH-] = 1×10-7 M (0,0000001 M) es simplemente un pOH de 7 ya que : pOH = -log[10-7] = 7
               • Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7. Por lo tanto, pH + pOH = 14

3. Escala de PH

   • El pH es una medida usada para la acidez o la alcalinidad, que indica el valor de la concentración de iones hidronios [H3O^+] que se encuentran presentes en una solución. Lee todo en: Escala del pH |
     • El químico danés Sorensen, definió el concepto de pH, cuyas siglas significan, “potencial de hidrógeno”, siendo éste, el logaritmo negativo con base 10 de la concentración molar de los iones de hidrógeno
       • • Si representamos esta escala en una recta, la parte izquierda de ésta, es decir del 0 al 6, son los valores que indican la acidez, la cual aumenta su intensidad, cuanto más se aleja el valor neutro, es decir del número 7, siendo la parte derecha de la recta de valores la representante de los valores básicos, que van del 8 al 14, o lo que es lo mismo, se dice que, las disoluciones ácidas son aquellas con pH menor de 7, siendo las disoluciones alcalinas, mayores de 7. Lee todo en: Escala del pH |

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