Electrolitos

Corporación Educacional
Osorno College
Curso 3 medio
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PRIMERAS TEORÍAS
En 1834 el Físico inglés Michael Faraday
descubrió que los ácidos, las bases y las
sales eran electrólitos por lo que,
disueltos en agua se disocian en partículas con
carga o iones que pueden conducir la
corriente eléctrica.
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Teoría de disociación
electrolítica. Arrhenius (XlX)
En 1884, químico sueco Svante Arrhenius
(químico alemán Wilhelm Ostwald)
Definió a los ácidos como sustancias químicas
que contenían hidrógeno, y que disueltas en
agua producían una concentración de iones
hidrógeno o protones, mayor que la
existente en el agua pura.
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Disociación ácidos
Arrhenius
HX (ac)  H+
(ácido) 
+
(ion hidrogeno)
X( ion no metálico)
Ejemplos:
• Hidrácido: HCl  H+ + Cl• Oxácido: H2SO4  2H+ + SO4-2
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Bases según Arrhenius
Definió una base como una sustancia que disuelta en
agua producía un exceso de iones hidroxilo (OH-),
con carga negativa.
M(OH)n(ac)  Mn+
(Base)
(ion metálico)
+
nOH-
(ion hidroxilo)
Ejemplo
NaOH  Na+ + OH-
Donde
M = metal
n = valencia
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Ejercicios de disociación
Acido-base
Ion positivo Ion negativo
catión
anion
HI
KOH
Mg(OH)2
HNO3
H2SO3
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Teoría de Arrhenius y Ostwald ha
sido objeto de críticas
• Acidos se limita a especies químicas que
contienen hidrógeno
• Base a las especies que contienen iones hidroxilo.
• Se refiere a disoluciones acuosas, cuando en
realidad se conocen muchas reacciones ácido-base
que tienen lugar en ausencia de agua.
• Ejm H2CO3 (se comporta como base, pero se
disocia como ácido)
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Una teoría más satisfactoria es la que
formularon en 1923 el químico danés
Johannes Brønsted y, paralelamente, el
químico británico Thomas Lowry.
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TEORÍA DE
BRØNSTED-LOWRY
Esta teoría establece que:
Los ácidos son sustancias capaces de ceder
protones (iones hidrógeno H+)
Las bases sustancias capaces de aceptarlos
protones.
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¿Qué ocurre cuando reacciona
con ácido con una base?
• Las reacciones ácido-base se contemplan
como una competición por los protones.
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Ecuación Química
H+
Ácido (1) + Base (2)  Base (1) + Ácido (2)
Ácido
conjugado
Ácido (1) + Base (2)  Base (1) + Ácido (2)
base
conjugada
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Interpretación ecuación
• Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la
Base (2).
• Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su
base conjugada (Base 1).
• Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su
ácido conjugado (Ácido 2).
• La ecuación descrita constituye un equilibrio que
puede desplazarse a derecha o izquierda.
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Ácido fuerte-Base débil
HCl + NH3  Cl+ NH4+
ácido Base
base conj ácido conj
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Agua como anfólitos
Puede reaccionar tanto con
ácidos como con bases
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Agua como ácido
• El agua, actúa como ácido en presencia
de una base más fuerte que ella
(amoníaco):
H2O + NH3 +  NH4+ + OHA
B
a.c
b.c
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Ácido-Base
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Agua como base
El ácido fuerte (HCl) transfiere fácilmente un
protón al agua formando un ion hidronio:
H+
HCl +
ácido
H2O
base

H3O+
a.conj
+
Clb. conj
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Conclusión
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la
derecha por ser la:
• Cl-, la base conjugada de HCl, una base
débil.
• H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido
débil.
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Amoniaco- en ausencia de agua
Se comporta como ácido cediendo un protón
a una base y dando lugar al anión (ion
negativo) amida:
NH3 + OH-  NH2- + base-H+
A
B
B.C
A.C
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Ejemplo
• HF, es un ácido débil en agua y no transfiere
con facilidad un protón al agua:
HF + H2O  H3O+ + F-
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Conclusión
• Este equilibrio tiende a
desplazarse a la izquierda,
el H2O es una base más
débil que F• HF es un ácido más débil
(en agua) que H3O+.
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El concepto de ácido y base de
Brønsted y Lowry
ayuda a entender por qué un ácido fuerte
desplaza a otro ácido débil de sus
compuestos
(al igual que sucede entre una base fuerte y
otra débil).
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Indicadores
• Es un extracto vegetal, el cual adquiere dos
colores diferenciados en presencia de ácido
o base ( indicador universal o papel pH)
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Neutralización
• En laboratorio podemos ver que las
disoluciones acuosa cuando se combina un
ácido con una base, producen sal y agua,
son conductores de la electricidad
ACIDO
+ BASE
E.M:
HCl
NaOH
E.I
H+ Cl-
+
+


Na+ OH-
SAL + AGUA
NaCl
 Na+ Cl-
+
H2O
+
H2O
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Neutralización
H3O+ + Cl- + Na+ + OH-  2H2O + Na+ + Cl-
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Ejemplo
• Ggeneralmente, se forman agua y sal, de
forma muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y
el hidróxido de sodio NaOH, producen agua
y sulfato de sodio:
• H2SO4 + 2NaOH  2H2O + Na2SO4
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Gráfico de neutralización
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