ácido-base1-2019

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Ácidos y bases 1
DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
Arrhenius (1883)
Ácido: Sustancia que, en disolución acuosa, da H+
HCl ---- H+ (ac) + Cl- (ac)
Base: Sustancia que, en disolución acuosa, da OH-
NaOH ---- Na+ (ac) + OH- (ac)
Limitaciones: Se limita a soluciones, no justifica la
basicidad de por ejemplo el amoníaco.
Brønsted-Lowry (1923)
Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H+
Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H+
CH3COOH (ac) + H2O (l) ---- H3O
+ (ac) + CH3COO
- (ac)
ácido base baseácido
Transferencia
protónica
Par ácido-base conjugado
Brønsted-Lowry (1923)
NH3 (ac) + H2O (l) ----NH4
+ (ac) + OH- (ac)
Ventajas: ya no se limita a disoluciones acuosas. Se explica 
el comportamiento básico de, p.ej., NH3
Sustancia anfótera
(puede actuar como
ácido o como base)
Ácido: Especie que puede aceptar pares de electrones.
Base: Especie que puede ceder pares de electrones.
Lewis (1923)
Para que una sustancia acepte un H+ debe poseer un par
de electrones no compartidos.
H+ + :N H
H
H
N H
H
H
H
+
LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH.
pH = - log [H3O
+]
pOH = - log [OH-]
14 = pH + pOH
Producto iónico del agua a 25ºC, Kw= 10
-14
- log 10-14 = - log [H3O
+] - log [OH-]
Kw = [H3O
+][OH-]
Equilibrio de autoionización del agua
H2O (l) + H2O (l) ---- H3O
+
(ac) + OH
-
(ac)
DISOLUCIÓN NEUTRA
[H3O
+] = [OH-] Por lo tanto pH = 7
DISOLUCIÓN ÁCIDA
[H3O
+] > [OH-] Por lo tanto pH < 7
DISOLUCIÓN BÁSICA
[H3O
+] < [OH-] Por lo tanto pH > 7
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
Los ácidos fuertes transfieren totalmente sus protones al
agua y no quedan moléculas sin disociar en disolución. Se los
denomina electrólitos fuertes.
Ejemplo: HCl (ac) ---- Cl– + H+
Los ácidos débiles se disocian sólo parcialmente en disolución
acuosa y, por tanto, existen como una mezcla del ácido en la
que una parte se encuentra como especie molecular y la otra
como especie disociada se los denomina electrolitos débiles.
Ejemplo: CH3–COOH (ac) ---- CH3–COO
– + H+
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
Cuanto más fuerte es el ácido,
tanto más débil es su base
conjugada; cuanto más fuerte es la
base, tanto más débil es su ácido
conjugado. Por consiguiente, si se
tiene una idea de la fuerza de un
ácido (su capacidad para donar
protones), también se tiene acerca
de la fuerza de su base conjugada
(su capacidad para aceptar
protones).
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.
HA(ac) + H2O (l) ---- H3O
+ (ac) + A- (ac)
Kc. [H2O] = [A
-]. [H3O
+]
[HA].
Kc = [A-]. [H3O
+]
[HA]. [H2O]
Ka = [A-]. [H3O
+]
[HA].
Mayor fuerza de un ácido: mayor será Ka y menor pKa
Caso extremo: ácido fuerte (p.ej. HCl, HNO3,
HClO4,..) se encuentra totalmente disociado (Ka >> 1)
Análogamente con las bases:
Kc = [BH+]. [HO-]
[B]. [H2O]
B (ac) + H2O (l) ---- BH
+ (ac) + OH- (ac)
Ke. [H2O] = [BH
+]. [HO-]
[B].]
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.
Kb = [BH+]. [HO-]
[B].
Mayor fuerza de una base: mayor será Kb (menor
pKb) En el caso de base fuerte (p.ej. NaOH,
KOH,...) se encuentra totalmente disociada (Kb >> 1)
Kw = Ka Kb
Relación entre Ka y Kb en un par ácido-base conjugado.
Ejemplo: H3CCOOH
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES.
Características de los ácidos de Brӧnsted
Hay que considerar tres clases de ácidos
con grupos hidroxilos:
1-Acua-ácidos.
2- Hidrooxoácidos.
3- Oxoácidos.
1-Acua-ácidos: en los que el protón acídico está en una molécula
de agua coordinada a un ion metálico central:
Por ejemplo: E (OH2) (ac) + H2O (l) ---- [E(OH2)]
-
(ac) + H3O
+
(ac)
Características de los ácidos de Brӧnsted
2- Hidrooxoácidos: en los que el protón acídico esta en un grupo 
hidroxilo sin que haya un grupo oxo (=O) vecino. 
Por ejemplo: Si (HO)4 que es importante en la formación de 
minerales.
Características de los ácidos de Brӧnsted
3- Oxoácidos: en los que el protón acídico está en un grupo con un 
grupo oxo (=O) vecino unido al mismo átomo. Por ejemplo: O2S(OH)2
Se puede considerar que las tres clases
de ácidos son etapas sucesivas de la
desprotonación de un acua-ácido.
Características de los ácidos de Brӧnsted
Un ejemplo de estas etapas consecutivas lo proporciona un metal del
bloque d en un estado de oxidación intermedio, como es el caso del
Ru(IV):
Características de los ácidos de Brӧnsted
Los ácidos y las bases se pueden clasificar por su fuerza ácida si se
mide la constante ionización frente a una base de referencia, como por
ejemplo el agua.
FUERZA ÁCIDA Y ESTRUCTURA
Fuerza ácida y estructura en los compuestos binarios:
Una molécula que tiene H transforma el hidrógeno en protón solo si el 
enlace H—X se encuentra polarizado.
Los hidruros por ejemplo no se cumple la obtención del protón, como así 
en los hidrocarburos no se producen disoluciones acuosas ni ácidas, ni 
básicas.
FUERZA ÁCIDA Y ESTRUCTURA
Fuerza ácida y estructura en los compuestos binarios:
Para los hidrácidos formados por hidrogeno y un elemento (H2S, HF, 
HCl, HI) se debe tener en cuenta:
1. La electronegatividad del elemento unido al protón. 
2. La fuerza de enlace
1. La fuerza de enlace,
prevalece si se analiza el
mismo grupo.
2. La electronegatividad del elemento unido al protón, prevalece si se
analiza el mismo período.
FUERZA ÁCIDA Y ESTRUCTURA
FUERZA ÁCIDA Y ESTRUCTURA
Fuerza ácida y estructura de los oxácidos:
Los oxácidos son ácidos que contienen hidrogeno, oxigeno y un elemento. 
(HClO, HClO2 HNO3, HNO2 ) Para estos ácidos debemos considerar que:
1. A mayor número de oxígenos unidos al átomo central, mayor fuerza 
ácida. 
2. A mayor número de oxidación, mayor acidez. 
3. A mayor electronegatividad, mayor acidez. Cuanto más polar es el 
enlace, el H unido al O puede cederse al H2O.
1. A mayor número de oxígenos unidos al átomo central, mayor 
fuerza ácida. 
a) Grupos aceptores de electrones
unidos a un átomo unido a un
protón ácido, mejora la acidez
del protón permitiendo que tenga
una carga positiva parcial mayor.
b) Estos grupos aceptores de
electrones también estabilizan la
base conjugada por deslocalizar la
carga negativa sobre una parte
más grande del ion.
FUERZA ÁCIDA Y ESTRUCTURA
2. A mayor número de oxidación, mayor acidez. 
FUERZA ÁCIDA Y ESTRUCTURA
3. A mayor electronegatividad, mayor acidez. Cuanto más polar 
es el enlace, el H unido al O puede cederse al H2O.
FUERZA ÁCIDA Y ESTRUCTURA
Las fuerzas de una serie de oxácidos que contienen un átomo central
específico con un número variable de grupos oxo e hidroxilo son
resumidas por medio de las reglas empíricas planteadas por Pauling:
1- para el oxácido mononuclear de un elemento E, OpX(OH)q, la
fuerza de los ácidos aumenta con n, pKa ≈ 8-5p.
2- los valores sucesivos de pKa de ácidos polipróticos (q > 1)
aumentan en cinco unidades por cada transferencia de protones
sucesiva.
FUERZA ÁCIDA Y ESTRUCTURA
FUERZA ÁCIDA Y ESTRUCTURA
HClO4 4-1= 3 muy fuerte
H2SO4 4-2= 2 fuerte 
H3PO4 4-3= 1 moderado
HClO 1-1= 0 débil
Diferencia entre el número de 
grupos oxo e hidroxilo
FUERZA ÁCIDA Y ESTRUCTURA
H2CO3 --- CO2 + H2O
H2SO3 --- SO2 + H2O
Excepciones
A pesar de la diferencia no 
son ácidos moderados son 
débiles.
Ácido fosfónico
Ácido Hipofosforoso
A pesar de la estructura
de los ácidos del fósforo que
corresponderían a débiles,
son ácidos moderados.
FUERZA ÁCIDA Y ESTRUCTURA
Casi todos los iones metálicos se
comportan como ácidos en disolución
acuosa. Por ejemplo, una disolución
acuosa de Cr(NO3)3 es muy ácida.
Los iones metálicos tienen carga
positiva, atraen los pares electrónicos
no compartidos de las moléculas de
agua, esta interacción, conocida como
hidratación, es la causa principal de que
las sales se disuelvan en agua.
Ácidos de Lewis
El proceso de hidratación se explica como una interacción ácido-
base de Lewis en la que el metal actúa como ácido de Lewis y las
moléculas de agua como bases de Lewis.
Ácidos de Lewis
Ácidos de Lewis
Estas fuerzas pueden aumentar con la
carga positiva creciente del ion metálico
central y con el radio iónico decreciente,
sin embargo hayexcepciones que se deben
a los efectos del enlace covalente.
FUERZA ÁCIDA Y ESTRUCTURA
Ácidos de Lewis
Tendencias periódicas en ácidos y bases.
Tendencias periódicas en ácidos y bases.
Clasificación de los 
óxidos de acuerdo a 
su solubilidad en agua.
Tendencias periódicas en ácidos y bases.
Clasificación de los óxidos 
de acuerdo a su número de 
oxidación.
ÁCIDOS Y BASES DUROS Y BLANDOS DE PEARSON
(ABDB)
De la observación experimental de las diferentes combinaciones
ácido-bases que existen surge el concepto de ácido duro y blando.
R. G. Pearson propuso que los ácidos y bases de Lewis podían
clasificarse como "duros" o "blandos“ y demostró que en general una
reacción avanza en la dirección que aparea el ácido más blando
con la base más blanda y el ácido más duro con la base más
dura.
ÁCIDOS Y BASES DUROS Y BLANDOS DE PEARSON
(ABDB)
Se dividieron los elementos como sigue:
Ácidos duros: Se caracterizan por ser cationes pequeños, de baja
electronegatividad, alta carga, y baja polarizabilidad como los
alcalinos, alcalinotérreos ligeros. Ejemplos: H+, Na+, Ca2+, Fe3+, Co2+, B3+,
C4+ .
Ácidos blandos: Son de gran tamaño, generalmente son poco
electronegativos, baja densidad de carga y se polarizan con facilidad
y por tanto tienden a formar enlaces covalentes. Ejemplos: Ag+, Hg2+.
ÁCIDOS Y BASES DUROS Y BLANDOS DE PEARSON
(ABDB)
LOS ACIDOS DUROS TIENEN
ALTAS CARGAS EN VOLUMENES
PEQUEÑOS Y LOS ACIDOS
BLANDOS TIENEN BAJAS CARGAS
EN VOLUMENES GRANDES.
ÁCIDOS Y BASES DUROS Y BLANDOS DE PEARSON
(ABDB)
Ácidos intermedios: Forman una frontera entre los ácidos blandos y duros y
tienen valores intermedios de densidad de carga.
El estado de oxidación se convierte en un factor crucial para determinar la
dureza.
Por ejemplo:
El cobre(I), con una densidad de carga de 51 C/mm3, se clasifica como blando,
El cobre(II), con una densidad de carga de 116 C/mm3, se considera intermedio.
Los iones hierro(III) y cobalto(III) hidratados, ambos con densidades de carga
de más de 200 C/mm3, se asignan a la categoría de duros, mientras que los iones
hierro(II) y cobalto(II), ambos con densidades de carga del orden de 100
C/mm3 , se clasifican como intermedios.
ÁCIDOS Y BASES DUROS Y BLANDOS DE PEARSON
(ABDB)
Bases duras: Son especies ligadas a flúor y oxígeno, como óxido, hidróxido,
nitrato, fosfato, carbonato, sulfato y perclorato, por ejemplo. Los iones
monoatómicos tienen una densidad de carga relativamente grande. El cloruro se
considera como duro intermedio.
Bases blandas: Son los no metales menos electronegativos como el carbono, el 
azufre, el fósforo y el yodo. Estos iones grandes y polarizables (de baja 
densidad de carga) tienden a favorecer la formación de enlaces covalentes. 
ÁCIDOS Y BASES DUROS Y BLANDOS DE PEARSON
(ABDB)
LAS BASES DURAS TIENEN BAJAS 
CARGAS EN VOLUMENES PEQUEÑOS Y 
LAS BASES BLANDAS TIENEN ALTAS 
CARGAS EN VOLUMENES GRANDES. 
ÁCIDOS Y BASES DUROS Y BLANDOS DE PEARSON
(ABDB)
Bases intermedias: Es preciso entender que la división entre las categorías no es
rígida. Por ejemplo, los iones halogenuro forman una serie que va del muy duro ion
fluoruro al ion cloruro duro intermedio, al ion bromuro intermedio y al ion yoduro
blando.
En unos pocos casos, un anión se ajusta a más de una categoría de bases.
Estos iones son capaces de formar enlaces covalentes con un ion metálico por medio de
dos átomos diferentes. Un ejemplo común es el ion tiocianato, NCS-. Este ion puede
enlazarse por medio del átomo de nitrógeno (- NCS), en cuyo caso se comporta como una
base intermedia. Sin embargo, cuando se enlaza por medio del átomo de azufre (-SCN)
este ion se comporta como una base blanda. Los iones que pueden enlazarse por medio
de elementos diferentes se denominan ligandos ambidentados.
ÁCIDOS Y BASES DUROS Y BLANDOS DE PEARSON
(ABDB)
Por ejemplo:
Algunas bases de Lewis son los iones halogenuro F-, Cl-, Br- e I-, todos
estos aniones tienen el mismo valor de carga (-1).
Si los consideramos a estos iones como esferas cargadas negativamente y
recordamos que su tamaño aumenta al descender en el grupo, llegamos a
la conclusión de que en el F- la carga es atraída más fuertemente al núcleo
que en el I-. Esto provoca que la nube electrónica del I- sea más fácil de
deformar ante la cercanía de otra carga, es decir es más polarizable.
ÁCIDOS Y BASES DUROS Y BLANDOS DE PEARSON
(ABDB)
La polarizabilidad es una propiedad que ha sido asociada con la
idea mecánica de la resistencia o la tendencia a la deformación,
es decir, a la dureza o a la blandura.
Se dice entonces que el I- es una especie muy polarizable, para el fluoruro, en
cambio, la polarización es más difícil y se dice que este ion es poco
polarizable. De esta manera, se puede postular que el F- es una base dura,
mientras que el I- es una base blanda.
Como resultado de esta preferencia, se decidió llamar duros a los ácidos
que se unen comúnmente con las bases duras y blandos a los que lo hacen
con las bases blandas.
ÁCIDOS Y BASES DUROS Y BLANDOS DE PEARSON
(ABDB)
ÁCIDOS Y BASES DUROS Y BLANDOS DE PEARSON
(ABDB)
Dureza en ácidos
Dureza en bases