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De dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases

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16 

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+

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$

.

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2+

$+

2+

+

$

$+

+

$

$+

.



 

Cabe  recordar  que  según  Brönsted,  las  características  ácido-base  de  una 

sustancia  van  a  depender  de  las  características  ácido-base  del  disolvente  y  que  los 

valores de las constantes de acidez y basicidad que encontramos tabulados se refieren a 

disoluciones acuosas. En general, para una reacción del tipo: 

ácido

1

  +  base

2

  œ  ácido

2

  +  base

1

 

si el ácido

1

 es más fuerte que el ácido

2

 la reacción estará desplazada hacia la derecha y 

viceversa. Lo mismo sucederá con la base

2

 respecto de la base

1

 

Ejemplos de: 

Acidos Fuertes: HClO

4

, HNO

3

, HCl, etc. 

Acidos débiles: HCN, H

3

BO

3

, etc 

Bases fuertes: NaOH, Ca(OH)

2

, etc 

Bases  débiles: NH

3

, H

2

N-NH

2

 

 

Los  ácidos  fuertes,  presentan  una  disociación  prácticamente  total,  lo  que  se 

reflejará en un valor elevado de 

.

a



En  líneas  generales  los  hidrácidos  son  ácidos  más  fuertes  que  los  oxoácidos, 

debido a que en los hidrácidos, la polaridad del enlace es muy grande y dicho enlace es 

más atacable, por lo que el protón se libera con mayor facilidad: 

HF     >     HCl     >     HBr     >     HI 

en cuanto a los oxoácidos, a medida que tienen más número de oxígenos, la unión X-O 

es más fuerte y la unión O-H es más débil, por lo que aumenta la fuerza del ácido, ya 

que  el  hidrógeno  se  puede  desprender  con  mayor  facilidad.  Un  procedimiento  que 

permite, de forma aproximada, determinar la fuerza de un oxoácido consiste en restar al 

número  de  átomos  de  oxígeno  el  de  los  hidrógenos.  Desde  luego,  es  una  forma 

aproximada de comparar las fuerzas relativas y la mejor manera es acudir al valor de las 

constantes de acidez, o de basicidad en su caso.  

 

 

 

 



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