Acido: toda sustancia que libera H+
Base toda sustancia que libera iones hidroxilos (OH-)
Ej. ácido: HCl -----> H+ + Cl-
Ej. Base: NaOH -----> Na+ + OH-
Según Lowry-Bronsted:
Acido: toda sustancia que libera H+
Base: toda sustancia que acepta H+
Ej. acido: HNO3 + H2O -------> H3O+ + NO3-
Ej. base: NH3 + H2O --------> NH4+ + OH-
Según Lewis:
Acido: toda sustancia que absorbe electrones
Base: toda sustancia que libera electrones
En solución acuosa no se forman H+ solos sino iones hidronios H3O+
Pares conjugados Acido-base
En las ecuaciones anteriores se dan los pares HNO3/NO3- , NH4+/NH3 , H3O+/H2O, etc. En este caso primero se ha descrito el ácido y luego la base. Una reacción acido-base, se caracteriza por un intercambio de protones entre dos pares conjugados:
acido1 + base1 --------> acido2 + base2
Autoionización del agua: El agua actúa como ácido y como base. Experimentalmente se ha demostrado que: H2O (l) + H2O (ac) --------> H3O+(ac) + OH- (ac); a este proceso se le llama autoionización del agua.
Producto ionico del agua: La constante de equilibrio de agua se designa como:
K = [H3O][OH]/ [H2O]^2
por mediciones de conductividad electrica, se sabe que la cantidad de iones H3O+ y OH- es extraordinariamente pequeños. Esto significa que casi toda el agua existe como moléculas y por lo tanto la concentración del agua practicamente no cambia. El agua pura por lo tanto es un electrolito muy debil. Así el termino anterior se reduce a:
Kw = [H3O+][OH-]; a la constante Kw se le llama producto ionico del agua. Para simplificarla se escribe
Kw = [H+] [OH-]. Kw a 25°C vale 1x10^-14; pero como [H+] = [OH-], entonces [H+] = 1x10^-7
y [OH-]= 1x10^-7
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