Ácidos y bases: conceptos, pares conjugados, nomenclatura

Ácidos y bases: conceptos, pares conjugados, nomenclatura. Ácidos y bases son dos grupos químicos relacionados. Son dos sustancias de gran importancia y presentes en la vida cotidiana.

Los ácidos y las bases son estudiados por la química Inorgánica, la rama que estudia los compuestos que no están formados por carbono.

Ácidos y bases – Conceptos

El concepto de Arrhenius

Uno de los primeros conceptos de ácidos y bases desarrollado a finales del siglo XIX por Svante Arrhenius, un químico sueco.

Según Arrhenius, los ácidos son sustancias que en solución acuosa sufren ionización, liberando como cationes solo H +.

HCl (aq) → H+ (aq) + Cl(aq)

Mientras tanto, las bases son sustancias que sufren disociación iónica, liberando como único tipo de anión los iones OH- (hidroxilo).

NaOH (ac) → Na+ (aq) + OH(aq)

Sin embargo, el concepto de Arrhenius para ácidos y bases estaba restringido al agua.

El concepto de Bronsted-Lowry

El concepto de Bronsted-Lowry es más amplio que el de Arrhenius y se introdujo en 1923.

Según esta nueva definición, los ácidos son sustancias capaces de donar un protón H+ a otras sustancias. Y las bases son sustancias que pueden aceptar un protón H+ de otras sustancias.

Es decir, el el ácido es un donante de protones y la base es un receptor de protones.

Cuenta con un ácido fuerte como uno que se ioniza completamente en el agua, es decir, libera iones H+.

Sin embargo, la sustancia puede ser anfiprótica, es decir, capaz de comportarse como un ácido o base de Bronsted. Tomemos el ejemplo del agua (H2O), una sustancia anfiprótica:

  • HNO3(aq) + H2El(l) → NO3(aq) + H3El+(aq) = base de Bronsted, protón aceptado.
  • NH3(aq) + H2El(l) → NH4+(aq) + OH(aq) = Protón donado con ácido Bronsted.
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Además, las sustancias se comportan como pares conjugados. Todas las reacciones entre un ácido y una base de Bronsted implican la transferencia de un protón y tiene dos pares conjugados de ácido-base. Mira el ejemplo:

Hco3 y CO32-; H2O y H3El+ son pares de bases acidas conjugadas.

Nomenclatura ácida

Para definir la nomenclatura, los ácidos se dividen en dos grupos:

  • Hidrácidos: Ácidos sin oxígeno;
  • Oxiácidos: Ácidos con oxígeno.

Hidrácidos

La nomenclatura se produce de la siguiente manera:

ácido + nombre del elemento + hídrico

Ejemplos:

HCl = Ácido clorhídrico
HI = Acido hidroyódico
HF = Ácido fluorhídrico

Oxiácidos

La nomenclatura de los oxiácidos sigue las siguientes reglas:

El ácidos estándar de cada familia (familias 14, 15, 16 y 17 de la tabla periódica) siguen la regla general:

ácido + nombre del elemento + ico

Ejemplos:

HClO3 = Ácido clorhídrico
H2SO4 4 = Ácido sulfúrico
H2CO3 = Ácido carbónico

Para los otros ácidos que se forman con el mismo elemento central, lo nombramos en función de la cantidad de oxígeno, siguiendo la siguiente regla:

Cantidad de oxígeno en relación con el ácido estándarNomenclatura
+ 1 oxígenoÁcido + por + nombre de elemento + ico
– 1 oxígenoÁcido + nombre del elemento + oso
– 2 oxígenoÁcido + hipo + nombre del elemento + oso

Ejemplos:

HClO4 4 (4 átomos de oxígeno, uno más que el ácido estándar): Ácido perclórico;
HClO2 (2 átomos de oxígeno, uno menos que el ácido estándar): Ácido cloroso;
HClO (1 átomo de oxígeno, dos menos que el ácido estándar): Ácido hipocloroso.

Nomenclatura Base

Para la nomenclatura base, siga la regla general:

+ Nombre catión hidróxido

Ejemplo:

NaOH = Hidróxido de sodio

Sin embargo, cuando el mismo elemento forma cationes con diferentes cargas, el número de carga de iones se agrega al final del nombre en números romanos.

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O bien, se puede agregar el sufijo – oso al ion menos cargado y el sufijo al ion más cargado.

Ejemplo:

Hierro

Fe2+ = Fe (OH)2 = Hidróxido de hierro II o hidróxido ferroso;
Fe3+ = Fe (OH)3 = Hidróxido de hierro III o hidróxido férrico.

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