Química Ácido-Base de Especies Iónicas

Study Notes

Acid-Base Chemistry of Ionic Species

Acid-Base Theories

Arrhenius Theory: Acids are species that donate H+ ions, while bases are species that donate OH- ions.
Brønsted-Lowry Theory: Acids are proton (H+) donors, while bases are proton acceptors.
Lewis Theory: Acids are electron pair acceptors, while bases are electron pair donors.

Ionic Species in Acid-Base Reactions

Conjugate Acid-Base Pairs: An acid and its corresponding base, or a base and its corresponding acid.
- Example: HCl (acid) and Cl- (conjugate base)
- Example: NH3 (base) and NH4+ (conjugate acid)
pH and pOH: Measures of acidity and basicity, respectively.
- pH = -log[H+]
- pOH = -log[OH-]
Strong and Weak Acids/Bases: Classification based on the extent of dissociation in water.
- Strong acids/bases: completely dissociate in water
- Weak acids/bases: partially dissociate in water

Ionic Equilibria in Acid-Base Reactions

Hydronium Ion (H3O+): The hydrated form of the hydrogen ion (H+).
Acid-Base Equilibrium Constants: Ka (acid dissociation constant) and Kb (base association constant).
- Ka = [H+][A-] / [HA]
- Kb = [BH+][OH-] / [B]
pKa and pKb: Measures of acid strength and base strength, respectively.
- pKa = -logKa
- pKb = -logKb

Química Ácido-Base de Especies Iónicas

Teorías Ácido-Base

Teoría de Arrhenius: Los ácidos son especies que donan iones H+, mientras que las bases son especies que donan iones OH-.
Teoría de Brønsted-Lowry: Los ácidos son donantes de protones (H+), mientras que las bases son aceptores de protones.
Teoría de Lewis: Los ácidos son aceptores de pares de electrones, mientras que las bases son donantes de pares de electrones.

Especies Iónicas en Reacciones Ácido-Base

Pares Ácido-Base Conjugados: Un ácido y su base correspondiente, o una base y su ácido correspondiente.
- Ejemplo: HCl (ácido) y Cl- (base conjugada)
- Ejemplo: NH3 (base) y NH4+ (ácido conjugado)
pH y pOH: Medidas de acidez y basicidad, respectivamente.
- pH = -log[H+]
- pOH = -log[OH-]
Ácidos y Bases Fuertes y Débiles: Clasificación basada en la extensión de la disociación en agua.
- Ácidos/bases fuertes: se disocian completamente en agua
- Ácidos/bases débiles: se disocian parcialmente en agua

Equilibrios Iónicos en Reacciones Ácido-Base

Ion Hidronio (H3O+): La forma hidratada del ion hidrógeno (H+).
Constantes de Equilibrio Ácido-Base: Ka (constante de disociación ácida) y Kb (constante de asociación básica).
- Ka = [H+][A-] / [HA]
- Kb = [BH+][OH-] / [B]
pKa y pKb: Medidas de la fuerza ácida y la fuerza básica, respectivamente.
- pKa = -logKa
- pKb = -logKb

Description

Aprende sobre las teorías de acidobasicidad de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis, y cómo se aplican a las reacciones ácido-base que involucran especies iónicas. Conoce los conceptos de pares ácido-base conjugados y más.