Investigacion acido-base 3 1 pdf

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INSTITUTO TECNOLOGICO DE MINATITLAN
 FACULTAD DE INGENIERIA QUIMICA
 “QUE ES UN ACIDO-BASE”
 QUIMICA ANALITICA
 Presenta:
 CARLOS JOAN VELAZQUEZ FLORES
 Docente:
 ING. LETICIA SANCHEZ ALVAREZ
 
 GRUPO.-1
 
Mayo 2021
	
INDICE
Contenido
INTRODUCCION	3
TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASES DE BRØNSTED-LOWRY	4
TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASES DE LEWIS	6
ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES	7
EJEMPLOS DE ÁCIDOS FUERTES Y SUS FÓRMULAS	8
EJEMPLOS DE BASES FUERTES Y SUS FÓRMULAS	9
ÁCIDOS Y BASES DÉBILES	10
EJEMPLOS DE BASES DÉBILES CON SU FÓRMULA Y CONSTANTE DE IONIZACIÓN BÁSICA KB	11
CONCLUSION	13
FUENTES BIBLIOGRAFICAS	14
INTRODUCCION
Los Ácidos y bases desempeñan un papel central en la química, ya que, con excepción de las reacciones redox, cada reacción química puede ser clasificada como una reacción ácido-base.
Nuestra comprensión de las reacciones químicas como interacciones ácido-base proviene de una amplia aceptación de la definición de Lewis acerca de los ácidos y bases la cual reemplazo al anterior concepto de Bronsted -Lowry y a la primera definición dada por el modelo de Arrhenius. Arrhenius definió como ácidos a los productores de protones (H +) en solución acuosa y las bases como productores de hidróxido (OH -).
Aunque este modelo es intuitivamente correcto, se limita a sustancias que incluyen protones y grupos hidróxido. Brönsted y Lowry proponen definiciones más generales de ácidos y bases como donantes y aceptadores de protones, respectivamente.
A diferencia de la concepción de Arrhenius, el modelo de Bronsted - Lowry da cuenta de ácidos en disolventes distintos del agua, donde las transferencias de protones no implican necesariamente iones hidróxido.
Pero el modelo de Bronsted -Lowry falla al explicar la observación de que los iones metálicos hacen agua más ácida (que se examinan en el cálculo del pH) .Finalmente, Lewis nos dio la definición más general de ácidos y bases que utilizamos hoy en día. Según Lewis, ácidos son aceptores de pares de electrones y las bases son donantes de pares de electrones. 
La química ácido -base es importante para nosotros en un nivel práctico, así, fuera de las reacciones químicas de laboratorio. Nuestras funciones corporales que van desde el transporte microscópico de iones a través de membranas de células nerviosas para la digestión ácida microscópica de los alimentos en el estómago están regidas por los principios de la química ácido -base.
TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASES DE BRØNSTED-LOWRY
La teoría de Brønsted-Lowry describe las interacciones ácido-base en términos de transferencia de protones entre especies químicas. Un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un protón H+ y una base es cualquier especie que puede aceptar un protón. En cuanto a estructura química, esto significa que cualquier ácido de Brønsted-Lowry debe contener un hidrógeno que se puede disociar como, H+, Para aceptar un protón, una base de Brønsted-Lowry debe tener al menos un par solitario de electrones para formar un nuevo enlace con un protón.
Según la definición de Brønsted-Lowry, una reacción ácido-base es cualquier reacción en la cual se transfiere un protón de un ácido a una base. Podemos utilizar las definiciones de Brønsted-Lowry para discutir las reacciones ácido-base en cualquier disolvente, así como las que ocurren en fase gaseosa. Por ejemplo, consideremos la reacción del gas del amoniaco,  NH3​(g), con cloruro de hidrógeno gaseoso,  HCl (g), para formar cloruro de amonio sólido,  NH4​Cl(s)
NH3​(g)+HCl (g) →NH4​Cl(s)
Esta reacción también puede representarse utilizando las estructuras de Lewis de los reactivos y productos, como se ve abajo:
En esta reacción, el HCl dona su protón (en azul) al NH3​ Por lo tanto, el HCl está actuando como un ácido de Brønsted-Lowry. Como el NH3​ tiene un par solitario de electrones que utiliza para aceptar un protón,  NH3​ es una base de Brønsted-Lowry.
En la teoría de Brønsted-Lowry, la fuerza de un ácido depende del grado con el cual éste dona protones al solvente. Por consiguiente, la diferencia entre ácidos fuertes y débiles puede resumirse como sigue: 
· Un ácido fuerte está completamente desprotonado en solución. 
· Un ácido débil está sólo parcialmente desprotonado en solución.
La fuerza de un ácido depende del solvente y un ácido que es fuerte en agua puede ser débil en otro solvente y viceversa (véase Sección 11.8). Sin embargo, dado que casi todas las reacciones en los tejidos vivos y la mayoría de las reacciones en los laboratorios tienen lugar en el agua, a menos que se especifique de otro modo, el solvente utilizado es el agua. 
Una base de Brønsted tiene un par solitario de electrones al cual puede unirse el protón. Por ejemplo, un ión óxido es una base de Brønsted. Cuando el CaO se disuelve en agua, el campo eléctrico fuerte del pequeño ión O2–, extremadamente cargado, remueve un protón de una molécula de H2O vecina (Fig. 11.3). En este proceso se forma un enlace covalente coordinado entre el protón y un par solitario de electrones del ión óxido. Al aceptar el protón, el ión óxido se ha protonado. Cada ión óxido presente acepta un protón del agua y, de esta manera, el O2– es un ejemplo de base fuerte en agua, una especie que está completamente protonada. Es decir, la siguiente reacción continúa hasta completarse:
O2– (aq) + H2O (l) → 2 OH– (aq)
La transferencia protónica a la base fuerte O2– es también dinámica, pero el equilibrio se encuentra tan dirigido hacia los productos que, como en un ácido fuerte, lo representamos simplemente por su reacción directa con una flecha única. Podemos resumir la distinción entre bases fuerte y débil como sigue:
· Una base fuerte está completamente protonada en solución. 
· Una base débil está sólo parcialmente protonada en solución.
TEORÍA DE ÁCIDOS Y BASES DE LEWIS
La teoría de Brønsted-Lowry se centra en la transferencia de un protón de una especie a otra. Sin embargo, los conceptos de ácidos y bases tienen un significado mucho más amplio que la transferencia de protones. Incluso pueden clasificarse más sustancias como ácidos o bases si se consideran las definiciones desarrolladas por G. N. Lewis: 
· Un ácido de Lewis es un aceptor de un par de electrones. 
· Una base de Lewis es un donante de un par de electrones. 
Cuando una base de Lewis dona un par de electrones a un ácido de Lewis, ambos forman un enlace covalente coordinado. Un protón (H+) es un aceptor de un par de electrones y, por consiguiente, un ácido de Lewis, dado que puede unirse a (”aceptar”) un par solitario de electrones en una base de Lewis. En otras palabras, un ácido de Brønsted es donante de un ácido de Lewis particular, un protón.
La teoría de Lewis es más general que la de Brønsted-Lowry. Por ejemplo, los átomos metálicos y los iones pueden actuar como ácidos de Lewis, como en el caso de la formación de Ni(CO)4 a partir de átomos de níquel (ácido de Lewis) y de monóxido de carbono (base de Lewis), pero no son ácidos de Brønsted. Del mismo modo, una base de Brønsted es una clase especial de base de Lewis, la que puede utilizar un par solitario para formar un enlace covalente coordinado con un protón. Por ejemplo, un ión óxido es una base de Lewis. Forma un enlace covalente coordinado con un protón, un ácido de Lewis, mediante la provisión de los dos electrones necesarios para el enlace:
ÁCIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES
Una clasificación de los ácidos y bases en química depende de la fuerza de ionización de estas sustancias en medio acuoso. Así:
· un ácido y una base son fuertes cuando se ionizan completamente, es decir, en el proceso de ionización se transforman completamente en cationes o iones positivos y en aniones o iones negativos.
	
	Ácidos y bases fuertes
	Ácidos y bases débiles
	Definición
	Sustancias que en disolución se ionizan completamente.
	Sustancias que en disolución se ionizan parcialmente.
	Ionización
	Completa
	Parcial
	Elementos en solución acuosa
	Cationes y aniones en la misma concentración.
	Cationes,aniones y moléculas en diferentes proporciones.
	Constante de ionización
	Elevada
	Pequeña
	Ejemplos
	· Ácidos fuertes: ácido clorhídrico, ácido sulfúrico, ácido perclórico.
· Bases fuertes: hidróxido de sodio, hidróxido de litio, hidróxido de rubidio.
	· Ácidos débiles: ácido acético, ácido nitroso, ácido fosfórico.
· Bases débiles: amoníaco, metilamina, pirimidina.
· Por otro lado, un ácido y una base son débiles cuando en el agua se ionizan parcialmente, esto es, en solución habrá una proporción de cationes, otra proporción de aniones y otra de moléculas no disociadas.
Un ácido o una base son fuertes cuando en un medio acuoso se disocian completamente, es decir, el proceso de ionización es total y en la solución se encontrará la misma concentración de aniones que de cationes.
¿Cómo se ioniza un ácido y una base fuerte?
Un ácido fuerte, como el ácido clorhídrico HCl, se ioniza de la siguiente forma:
Una base fuerte, como el hidróxido de sodio NaOH, se ioniza de la siguiente forma:
EJEMPLOS DE ÁCIDOS FUERTES Y SUS FÓRMULAS
	Ácidos fuertes
	Fórmula
	Ácido clorhídrico
	HCl
	Ácido sulfúrico
	H2SO4
	Ácido nítrico
	HNO3
	Ácido bromhídrico
	HBr
	Ácido perclórico
	HClO4
	Ácido crómico
	H2CrO4
	Ácido tetraflurobórico
	HBF4
EJEMPLOS DE BASES FUERTES Y SUS FÓRMULAS
	Base fuerte
	Fórmula
	Hidróxido de sodio
	NaOH
	Hidróxido de litio
	LiOH
	Hidróxido de potasio
	KOH
	Hidróxido de rubidio
	RbOH
	Hidróxido de cesio
	CsOH
	Hidróxido de calcio
	Ca(OH)2
	Hidróxido de bario
	Ba(OH)2
	Hidróxido de estroncio
	Sr(OH)2
	Hidróxido de aluminio
	Al(OH)3
ÁCIDOS Y BASES DÉBILES
Un ácido o una base es débil cuando en solución acuosa se ioniza parcialmente, esto es, en la disolución se encuentra iones y moléculas no ionizadas.
¿Cómo se ioniza un ácido y una base débil?
Un ácido débil, como el ácido acético CH3COOH, se ioniza de la siguiente forma:
El equilibrio de esta reacción se expresa por las dos flechas en sentidos opuestos.
Cuando un ácido débil de disocia o ioniza, se establece un equilibrio entre las especies presentes en la solución; esto se puede expresar por una constante de ionización ácida:
La constante de ionización no es más que la relación entre la multiplicación de la concentración de los productos sobre la multiplicación de la concentración de los reactantes.
EJEMPLOS DE ÁCIDOS DÉBILES CON SU FÓRMULA Y CONSTANTE DE IONIZACIÓN ÁCIDA KA
	Ácido débil
	Fórmula
	Constante de ionización
	Ácido fórmico
	H2CO2
	1,77 x 10-4
	Ácido acético
	H3CCOH
	1,75 x 10-5
	Ácido cianhídrico
	HOCN
	3,30 x 10-4
	Cianuro de hidrógeno
	HCN
	6,20 x 10-10
	Ácido hipocloroso
	HClO
	3,50 x 10-8
	Ácido nitroso
	HNO2
	4,00 x 10-4
	Ácido láctico
	HC3H5O3
	1,40 x 10-4
	Ácido carbónico
	H2CO3
	4,30 x 10-7
5,60 x 10-11
	Ácido bórico
	H3BO3
	5,80 x 10-10
1,80 x 10-13
3,00 x 10-14
EJEMPLOS DE BASES DÉBILES CON SU FÓRMULA Y CONSTANTE DE IONIZACIÓN BÁSICA KB
	Base débil
	Fórmula
	Constante de ionización
	Amoníaco
	NH3
	1,75 x 10-5
	Metilamina
	CH3NH2
	4,38 x 10-4
	Etilamina
	C2H5NH2
	5,60 x 10-4
	Anilina
	C6H5NH2
	3,80 x 10-10
	Piridina
	C5H5N
	1,70 x 10-9
	Benzilamina
	C7H9N
	2,20 x 10-5
	Bicarbonato de sodio
	NaHCO3
	2,00 x 10-4
CONCLUSION
Vale la pena tener una breve comprensión de algunos de los principios físicos y químicos básicos que están directa o indirectamente relacionados con la vida. Ácidos y base son algunos de ellos. En el contenido anterior, los discutimos junto con sus propiedades. También discutimos las tres teorías importantes con algunos ejemplos. Concluimos que estos son la parte importante de la vida y los utilizamos a menudo, no sólo en el laboratorio de química sino también en el trabajo diario.
FUENTES BIBLIOGRAFICAS
(2021). Retrieved 26 May 2021, from https://www.berri.es/pdf/PRINCIPIOS%20DE%20QUIMICA%E2%80%9A%20Los%20caminos%20del%20descubrimiento/9789500602822
Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry (artículo). (s. f.). Khan Academy. Recuperado 26 de mayo de 2021, de https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry/acids-and-bases-ap/acids-bases-and-ph-ap/a/bronsted-lowry-acid-base-theory
D. (2020, 21 octubre). Diferencia entre ácidos y bases fuertes y débiles (con ejemplos). Diferenciador. https://www.diferenciador.com/acidos-y-bases-fuertes-y-debiles/