Download Descarga

Desde hace mucho tiempo se sabe que los líquidos de sabor agrio contienen ácidos y que las
sustancias químicas capaces de neutralizar los ácidos son básicas o alcalinas y su sabor es
amargo y tiene una textura jabonosa.
Svante Arrhenius publico en 1887 la Teoría de “disociación iónica” afirmando que algunas
sustancias en solución acuosa se disocian en cationes y aniones.
Son sustancias que en solución acuosa.
1. Tienen un sabor agrio si se diluyen lo suficiente para poderlos probar.
2. Hacen que el tornasol cambie de azul a rojo.
3. Reaccionan con los metales reactivos, como el magnesio, el zinc y el hierro, y producen hidrógeno
gaseoso.
Un ácido es una sustancia hidrogenada que en solución acuosa libera cationes hidrógeno H + (o hidrónio
H3O+).
HA(ac)  H+(ac) + A-(ac)
ácido
catión
anión …
hidrógeno
Los ácidos se clasifican en: hidrácidos u oxoácidos
Para escribir la formula de cualquier sustancia compuesta es útil emplear los números de oxidación de
los elementos que la forman. En la Tabla Periódica se encuentran los valores de los números de oxidación
de todos los elementos.
Es importante recordar que la suma algebraica de los números de oxidación en una sustancia compuesta
es cero.
Son compuestos binarios formados por hidrógeno y un halógeno (grupo VII A) o el azufre.
Para nombrarlos:
Ácido ………hídrico
Ejemplos:
HF:
HCl:
HBr:
HI:
H2S:
ácido fluorhídrico
ácido clorhídrico
ácido bromhídrico
ácido yodhídrico
ácido sulfhídrico
Nº de oxidación
H = +1
F ; Cl; Br; I; = -1
S = -2
Son compuestos ternarios formados por hidrógeno, un no metal y el oxígeno.
Para nombrarlos:
Menor Nº de oxidación del no metal terminación OSO
Mayor Nº de oxidación del no metal terminación ICO
Ejemplos:
H3BO3: ácido bórico
En la fórmula de los oxoácidos, si el no
metal:
* tiene Nº de oxidación impar:
la atomicidad del H es 1
* tiene Nº de oxidación par:
la atomicidad del H es 2
* es fósforo o boro:
la atomicidad del H es 3
HNO2: ácido nitroso
HNO3: ácido nítrico
H2CO2: ácido carbonoso
H2CO3: ácido carbónico
H3PO3: ácido fosforoso
H3PO4: ácido fosfórico
Para los no metales que forman tres o cuatro ácidos diferentes:
Terminaciones: hipo ………….oso
Siempre teniendo en cuenta el número
………….oso
de oxidación del no metal y en forma
creciente.
………….ico
per …………..ico
Ejemplos:
H2SO2: ácido hiposulfuroso
H2SO3: ácido sulfuroso
H2SO4. ácido sulfúrico
HClO:
HClO2:
HClO3:
HClO4:
ácido hipocloroso
ácido cloroso
ácido clórico
ácido perclórico
Nº de oxidación
C = +2 +4
N = +3 +5
P = +3 +5
S = +4 +6
Cl = +1 +3 +5 +7
Son ácidos que en solución acuosa se ionizan o disocian completamente, esto significa que en la
solución acuosa solo existen iones correspondientes al ácido y moléculas de agua, pero no,
moléculas de ácido sin ionizar. Estos ácidos se denominan electrolitos fuertes.
Solamente siete ácidos se clasifican en fuertes:
HCl(ac) ácido clorhídrico
HBr(ac) ácido bromhídrico
HI(ac) ácido yodhídrico
HNO3(ac) ácido nítrico
HClO3(ac) ácido clórico
HClO4(ac) ácido perclórico
H2SO4(ac) ácido sulfúrico
Corresponde a la separación de los H+ del resto de la molécula cuando la sustancia se encuentra disuelta
en agua.
Para un hidrácido:
Ejemplo:
H+(ac)

HCl(ac)
ácido clorhídrico
+
Cl-
(ac)
catión hidrógeno anión cloruro
Cambio:
“hídrico”  “uro”
Para un oxoácido:
“ico”  “ato”
Ejemplo: HNO3(ac)
Ácido Nítrico
H+(ac) + NO3 - (ac)

catión Hidrógeno
anión nitrato
Son ácidos que en solución acuosa se ionizan o disocian parcialmente, en este caso se establece
un equilibrio entre las moléculas de ácido sin ionizar y las que se han ionizado, por la cual, estos
ácidos son electrolitos débiles. Se establece entonces, un equilibrio químico.
Equilibrio químico: cuando dos reacciones opuestas tienen lugar simultáneamente y a la misma
velocidad. Son reacciones reversibles, se representan con una doble flecha que indica que las
reacciones directa e inversa ocurren simultáneamente, los reactivos originan productos y los
productos, a su vez, originan reactivos en la misma velocidad; el sistema entonces está en
equilibrio.
Todos los demás ácidos (aparte de los siete fuertes) son débiles.
Ejemplo:
ácido fluorhídrico
Ejemplo:
catión hidrógeno
+
F-
(ac)
anión fluoruro
H+(ac) + NO2 - (ac)
HNO2(ac)
Ácido nitroso
1.
2.
3.
4.
H+(ac)
HF(ac)
catión hidrógeno
anión nitrito
Tienen sabor amargo.
Se sienten resbalosas o jabonosas al tacto.
Hacen que el tornasol cambie de rojo a azul.
Reaccionan con los ácidos para formar agua y sales
Una base es un compuesto que en solución acuosa libera aniones hidróxido OH -.
BOH(ac)  B+(ac) + OH-(ac)
Base
catión…
anión hidróxido
Cambio:
“hídrico”  “uro”
“oso”  “ito”
Las bases se clasifican en fuertes o débiles, constituyendo así, electrolitos fuertes o débiles según
su naturaleza.
Son bases que en solución acuosa se ionizan o disocian completamente, esto significa que en la
solución acuosa solo existen iones correspondientes a la base y moléculas de agua, pero no,
moléculas de base sin ionizar.
Son bases fuertes:
Hidróxidos de metales del grupo IA:
 LiOH: hidróxido de litio
 NaOH: hidróxido de sodio
 KOH: hidróxido de potasio
 RbOH: hidróxido de rubidio
 CsOH: hidróxido de cesio
Hidróxidos de metales pesados del grupo IIA:



Ca(OH)2: dihidróxido de calcio
Sr(OH)2: dihidróxido de estroncio
Ba(OH)2: dihidróxido de bario
Ejemplo:

NaOH(ac)
Hidróxido de sodio
Na+(ac)
catión sodio
OH-(ac)
+
anión hidróxido
Son bases que en solución acuosa se ionizan o disocian parcialmente, en este caso se establece un
equilibrio entre las moléculas de base sin ionizar y las que se han ionizado, o sea, se establece un
equilibrio químico. Estas bases son electrolitos débiles.
Todos las demás bases (a excepción de las fuertes) son débiles.
Ejemplo:
CuOH(ac)
Hidróxido de cobre
Cu+(ac)
catión cobre
+
OH-(ac)
anión hidróxido