1. Equilibrio ácido-base SOBRE DERECHOS DE AUTOR: Presentación tomada del blog http://quimicaciclointroductorio.blogspot.com/search/label/gu%C3%ADa%20de%20estudio%20n%C2%BA8?max-results=20 Susana Llesuy y Cia. Modificada por Javier Gómez. Con fines netamente educativos

5. Svante August Arrhenius (1859-1927) [ http:// nobelprize.org /chemistry/laureates/190 3 /index.html ] “ En reconocimiento a los extraodinarios servicios que ha prestado al avance de la química mediante su teoría electrolítica de la disociación”. 1903 Tercer premio Nobel de Química Limitaciones: * Sustancias con propiedades básicas que no contienen iones hidroxilo (p.ej.: NH 3 líquido) * Se limita a disoluciones acuosas. Se requiere una perspectiva más general

6. Thomas Martin Lowry (1874-1936) Johannes Nicolaus Brønsted (1879-1947)

10. Brønsted-Lowry (1923) Ácido: Especie que tiene tendencia a ceder un H + Base: Especie que tiene tendencia a aceptar un H + NH 3 (aq) + H 2 O (l)   NH 4 + (aq) + OH  (aq) CH3COOH (aq) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + CH 3 COO  (aq) ácido base base ácido Transferencia protónica * Ya no se limita a disoluciones acuosas * Se explica el comportamiento básico de, p.ej., NH 3 Ventajas Par ácido-base conjugado Sustancia anfótera (puede actuar como ácido o como base)

13. LA AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA. ESCALA DE pH. pH =  log [H 3 O + ] pOH =  log [OH  ] Equilibrio de autoionización del agua H 2 O (l) + H 2 O (l)   H 3 O + (aq) + OH  (aq )  log 10 -14 =  log [H 3 O + ]  log [OH  ] 14 = pH + pOH K w = [H 3 O + ][OH  ] Producto iónico del agua A 25ºC, K w = 1x10 -14 [ Tomando logaritmos y cambiando el signo]

15. Gráfica de pH en sustancias comunes ÁCIDO BÁSICO 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7 Zumo de limón Cerveza Leche Sangre Agua mar Amoniaco Agua destilada

19. Electrolitos fuertes y débiles [A – ] [H + ] [ H + ] [A – ] [HA] [HA] Ácido fuerte [HA] Ácido débil

20. Fuerza relativa de pares conjugados ácido -base