ARRHENIUS un ácido es una sustancia que contiene un exceso de protones (H+) mientras que una base es una sustancia que contiene un exceso de oxhídrilos (OH-)
un ácido es una sustancia capaz de ceder protones (donor de protones) BRONSTED - LOWRY un ácido es una sustancia capaz de ceder protones (donor de protones) HA A- + H+ una base es una sustancia capaz de tomar protones (aceptor de protones) B + H+ BH+
al par ácido1 base1 se lo llama par conjugado H + Base Ácido 2 Base H + Ácido 1 Base 2 + al par ácido1 base1 se lo llama par conjugado
LEWIS Interpreta a la combinación de ácidos con bases en términos de la formación de una unión covalente coordinada. Un ácido de Lewis acepta y comparte pares de electrones donados por una base de Lewis. No se le atribuye acidez a ningún grupo sino que se lo hace a un arreglo electrónico y requiere de la disponibilidad de un orbital vacante para la aceptación del par de electrones Ej. SOC12, AlC13 , SO2 , BF3
VOLVEMOS A BRONSTED - LOWRY un ácido es una sustancia capaz de ceder protones (donor de protones) HA A- + H+ una base es una sustancia capaz de tomar protones (aceptor de protones) B + H+ BH+
Grupo químico responsable de la acidez: H+ Grupo químico responsable de la basicidad: OH- Una solución es ácida cuando [H+] > [OH-] Una solución es básica cuando [H+] < [OH-] Una solución es neutra cuando [H+] = [OH-]
La concentración de [H+] y de [OH-] de una solución están relacionadas a través del producto iónico del agua:
Definimos pH = -log([H+]) Definimos pOH = -log([OH-]) Definimos pK = -log (K) En general pX = -logX Grado de disociación para HA = A- + H+ como:
Una solución es ácida cuando [H+] > [OH-] es decir cuando pH < pOH Una solución es básica cuando [H+] < [OH-] es decir cuando pH > pOH Una solución es neutra cuando [H+] = [OH-] es decir cuando pH = pOH
ACIDOS FUERTES HClO4 HCl, HBr, HI HNO3 H2SO4 ClO4- Cl-, Br-, I- NO3-
Fuerza de un ácido