Acido

Acido:
 Cede protones y libera H3O cuando reacciona con
una base
 Cede protones y libera H cuando reacciona con un
metal
 Fuertes: HCl, HBr, HI, HNO3, H2O4, HCLO4
- Se disocia completamente por lo cual se puede
calcular directamente con PH, tendrá solo una
flecha
- Crea bases conjugadas débiles, deben de tener
el mismo origen
 Débiles: CH3COOH
- Se disocia parcialmente por lo cual se tendrá que
usar una ecuación de Ka, con equilibrio químico.
- Tendrá que usar una doble flecha
- Crea bases conjugadas fuertes
- Te darán la Ka si es débil
Base:
 Acepta protones, por lo cual libera OH-
 Fuertes:
- Son solo el grupo hidroxilo Ej: Na(OH)
- Se disocian totalmente por lo cual se calcula
directamente con POH
- Tendrá solo una flecha ya que se consumirá
totalmente
 Débiles:
- Al no disociarse completamente tendrá
que sacarse con Kb
Producto iónico del agua
Kw = Ka x Kb
10-14 = (H3O) (OH-)
Es acida si (OH-)>(H3O)
Es básica si (OH-)<(H3O)
Es neutra si (OH-)=(H3O)
Teorías de acido y base
1. Teoría de Arrhenius o (disociación iónica)
clasifica una sustancia como:
- Un ácido si produce iones hidrógeno H(+) o
iones hidronio H3O(+) en agua.
- Una base si produce iones hidróxido OH(-) en
agua.
En la clasificación las ponen como eléctricamente
neutras, tiene carencias de que hay algunas bases sin
OH y algunos ácidos sin H, además de solo
disoluciones acuosas, hay bases sólidas.
2. Teoría de Bronsted-Lowry (acido base) clasifica
una sustancia como:
Aplica que un acido existe cuando hay una base
presente. Y viceversa.
- Acido si actúa como donador de protones
La reacción que sucede en una solución que
procede a través de protones
- Base si actúa como aceptor de protones.
3. Teoria de Lewis clasifica una sustancia como:
- Acido el cual recibe un par de electrones
- Base el cual da un par de electrones
Monoprotico: aquel que puede donar solo un protón de
hidrogeno
Diprotico: acido sulfuro
Polipotrico:
Definiciones:
pKB: concentración de disociación una base de una
solución. (antilogaritmo)
pKA: concentración de disociación de un ácido de una
solución. (antilogaritmo)
pKH: constante de hidrolisis pKH: 1x10-14: KW (
constante del compuesto)
Hidrolisis: Separación de agua a través de una sal. (lo
que la sal provoca en el agua)

Calcular los valores de pKb para las siguientes sustancias:
o Hidróxido de sodio (NaOH) con Kb = 0,63 → pKb = - log10 Kb = - log10 (0,63) = 0,2
o Hidróxido
de
calcio
-3
- log10 Kb = - log10 (3,7·10 ) = 2,43
(Ca(OH)2) con Kb = 3,7
·
10-3 → pKb =
o Amoníaco (NH3) con Kb = 1,78 · 10-5 → pKb = - log10 Kb = - log10 (1,78·10-5) = 4,75
o Hidroxilamina (NH2OH) con Kb = 1,1 · 10-8 → pKb = - log10 Kb = - log10 (1,1·10-8)
= 7,96
o Anilina (C6H5NH2) con Kb = 4,3 · 10-10 → pKb = - log10 Kb = - log10 (4,3·10-10) = 9,36
o Urea (NH2CONH2) con Kb = 1,5 · 10-14 → pKb = - log10 Kb = - log10 (1,5·10-14)
= 13,82
Ejemplo 2: Calcular la constante de acidez (Ka) del amoníaco (NH3) si
su pKb = 4,75:

o pKa + pKb = 14 → pKa = 14 - pKb = 14 - 4,75 = 9,25
o pKa = - log10 Ka → - pKa = log10 Ka → 10-pKa = Ka
o Ka = 10-pKa = 10-9,25 = 5,6 · 10-10