Unidad previa (termoquímica) Teorías ácido - base Prueba 1 15 abril Unidad previa (termoquímica) Teorías ácido base

Reacción tumultuosa Sosa (carbonato de sodio) Acetum Al- kali Sosa (carbonato de sodio) Espíritu de astas de venado (amoniaco) Espíritu de Vitriolo (ácido sulfúrico) Agua Regia (HCl + HNO3) Reacción tumultuosa

Teorías

Definición de Arrhenius Publica en 1887 su teoría de “Disociación iónica”. Hay sustancias que en disolución se disocian en cationes y aniones (electrolitos) . ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+. BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.

Ba(OH) 2 (s) + H 2 O (l)  Ba (ac) 2+ + 2OH (ac) − Disociación iónica ÁCIDOS: 𝐴𝐻+ 𝐻 2 𝑂  𝐴 (𝑎𝑐) − + 𝐻 (𝑎𝑐) + Ejemplos: HCl (l) + H 2 O (l)  Cl ac − + H (ac) + 𝐻 2 𝑆𝑂 4 (𝑙) + H 2 O (l)  SO ac 2− + 2 H (ac) + BASES: 𝑋𝑂𝐻+ 𝐻 2 𝑂  𝑋 (𝑎𝑐) + + 𝑂𝐻 (𝑎𝑐) − Ejemplo: Ba(OH) 2 (s) + H 2 O (l)  Ba (ac) 2+ + 2OH (ac) − NaOH (s) + H 2 O (l)  Na (ac) + + OH (ac) − HA

Disociación iónica

Neutralización: Concepto Se produce al reaccionar un ácido con una base formando agua El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada).

AGUA

Neutralización: Ejemplo HCl (l) + H 2 O (l)  Cl ac − + H (ac) + H 2 O (l) NaOH (s) + H 2 O (l)  Na (ac) + + OH (ac) − Na (ac) + + Cl ac − + SAL EN DISOLUCIÓN + AGUA

Teoría de Brönsted-Lowry. En 1932 introdujeron la teoría protónica de las reacciones ácido-base.

Teoría de Brönsted-Lowry ÁCIDOS: “Sustancia que en disolución cede H+”. BASES: “Sustancia que en disolución acepta H+”

Par Ácido/base conjugado Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado” ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–) – H+ + H+ BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+) + H+ – H+

Ejemplo de par Ácido/base conjugado   El HCl actúa como ácido ya que libera H+ El Cl- es la base conjugada, ya que en la reacción inversa es quien capta el H+

Ejemplo de par Ácido/base conjugado  

Teoría de Lewis: Teoría del par electrónico ÁCIDOS: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”. BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”. _

Teoría de Lewis (Ejemplos) HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac) NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ (ac) + OH– (ac) En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que, al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+). En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+).

Tarea Repasar los diagrama de Lewis

Teoría de Lewis (cont.) De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácido. AlCl3 + :NH3  Cl3Al:NH3 Cl H Cl H | | | | Cl–Al + : N–H  Cl–Al :N–H | | | | Cl H Cl H

La acidez y la basicidad dependen de las condiciones del contorno Corolario La acidez y la basicidad dependen de las condiciones del contorno

Actividades ( 15 min.) Preguntas para revisar conceptos. Ejercicios para desarrollar habilidades.

Diferencia entre las clasificaciones ácido base Arrhenius Brönsted y Lowry Lewis

Escoja cuáles son considerados ácidos y bases de Arrhenius (Expresar disociación) 𝐻𝐶𝑙 𝐻𝑁𝑂 3 𝐾𝑂𝐻 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝐻 2 𝑂 𝑁𝐻 3 𝐹𝑒 𝐶𝑙 3 𝐶𝐻 3 𝐶𝑂𝑂𝐻

Escoja cuales son considerados ácidos y bases de Brönted y Lowry (Identificar la posibilidad del par Ácido/base conjugada) 𝐻𝐶𝑙 𝐻𝑁𝑂 3 𝐾𝑂𝐻 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝐻 2 𝑂 𝑁𝐻 3 𝐹𝑒 𝐶𝑙 3 𝐶𝐻 3 𝐶𝑂𝑂𝐻

Escoja cuales son considerados ácidos y bases de Lewis (Desarrollar diagrama de Lewis) 𝐻𝐶𝑙 𝐻𝑁𝑂 3 𝐾𝑂𝐻 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝐻 2 𝑂 𝑁𝐻 3 𝐹𝑒 𝐶𝑙 3 𝐶𝐻 3 𝐶𝑂𝑂𝐻

Conclusiones ¿Cuál de las tres teorías es mejor para clasificar las sustancias en ácidos y bases? ¿Cuál es la más limitada? ¿Cuál es más fácil de usar?

Síntesis Mapa conceptual de las teorías.

Actividad “Desafío” página 161 libro de Química Para estudiar Actividad “Desafío” página 161 libro de Química