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-)

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

Ácido 1 Base2+

Ácido 2 Base1+

Ácido 1 H + Base1+

Ácido 2Base2 H ++

LEWISInterpreta 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 ABRONSTED - 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:

w

-3

-3w

-322

K OHOH pura aguaen

OH*OH K

OH OH OH OH

• Definimos pH = -log([H+])• Definimos pOH = -log([OH-])• Definimos pK = -log (K)• En general pX = -logX• Grado de disociación para HA = A- + H+

como:

o

-

-

-

C

A

AHA

A α

• 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-

• HSO4-

Fuerza de un ácido

ACIDOS Y BASESACIDOS Y BASES

Bronsted Lewis

fuertes débiles duros blandos