1. Acidos Y Bases

1. Acidos Y Bases

1. Escala de pH

   • pH = -log[H^+] Gracias al término del pH, podemos manejar grandes cifras, de manera sencilla. Siguiendo la definición, y teniendo en cuenta que Kw (producto iónico del agua) tiene un valor de 10^-14, a una temperatura de 25ºC, se consigue determinar la escala del pH, que varía su valor desde 0 a 14, siendo 7 el valor correspondiente al pH neutro. [H3O^+] > [ OH^-] → pH < 7 ; Disoluciones ácidas. [H3O^+] = [ OH^-] → pH = 7; Disoluciones neutras. [H3O^+] < [ OH^-] → pH > 7; Disoluciones básicas. Si representamos esta escala en una recta, la parte izquierda de ésta, es decir del 0 al 6, son los valores que indican la acidez, la cual aumenta su intensidad, cuanto más se aleja el valor neutro, es decir del número 7, siendo la parte derecha de la recta de valores la representante de los valores básicos, que van del 8 al 14, o lo que es lo mismo, se dice que, las disoluciones ácidas son aquellas con pH menor de 7, siendo las disoluciones alcalinas, mayores de 7. Lee todo en: Escala del p

2. Concepto de pH y pOH

   • El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidrógeno [H]+ presentes en determinadas disoluciones.2 La sigla significa: potencial hidrógeno o potencial de hidrogeniones (pondus hydrogenii o potentia hydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium,n. =hidrógeno). Este término fue acuñado por el bioquímico danés S. P. L. Sørensen (1868-1939), quien lo definió en 1909 como el opuesto del logaritmo en base 10 o el logaritmo negativo, de la actividad de los iones hidrógeno.
     • En soluciones acuosas, los iones OH- provienen de la disociación del agua: H2O ↔ H+ + OH- O también: 2H2O ↔ H3O+ + OH- Por ejemplo, si en una disolución se tiene una concentración [OH-] = 1×10-7 M (0,0000001 M), ésta tiene un pOH de 7 ya que : pOH = -log10[10-7] = 7 Dado que tiene la misma definición que pH, pero aplicado a la concentración de aniones hidroxilo, cumple las mismas propiedades que éste; típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, pero en este caso son ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7, puesto que en términos de concentración de reactivos, si el pH tiene un valor pequeño, significa que tiene una alta concentración de iones hidronio con respecto a la disolución neutra, y en esa misma proporción, pero al contrario, se produce por desequilibrio químico que tenga poca concentración de aniones hidroxilo, luego un pOH con un valor alto. Así, considerando que el agua pura (disolución neutra) tiene un pH =

3. La Constante de Basicidad Kb: La constante de disociación* de una base, Kb, (o constante de basicidad, o constante de ionización básica) es una medida de la fuerza de una base débil. El sistema de equilibrio para una base débil en disolución acuosa es el siguiente: B ↔ BH+ + OH- . La constante de disociación Kb se escribe como el cociente de concentraciones de equilibrio (en mol/L): Kb = [BH+] [OH-] · [B] . La constante de basicidad Kb se suele expresar mediante una medida logarítmica denominada pKb: pKb = - log10 Kb *Nota: a pesar del término "constante de disociación de la base", la base no se disocia en el proceso como se puede ver en la reacción. Ejemplos Aplicados de Constante de Basicidad: Ejemplo 1: cálculo de Kb de una disolución 0,115 M y pH 11,5 de una base genérica B. pH = 11,5 → pOH = 14 - pH = 2,5 pOH = -log10 [OH-] = 2,5 [OH-] = antilog (-2,5) = antilog (-3 + 0,5) = 10-3 · antilog (0,5) = 3,2 · 10-3 M sea la reacción de disociación de la base:

4. La titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en solución. Una solución de concentración conocida, llamada solución valorada, se agrega con una bureta a la solución que se analiza. En el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha agregado la cantidad de reactivo determinada en función de un cambio de coloración en el caso de utilizar un indicador interno, y especificada por la siguiente ecuación de la titulación. NA VA = NB VB A este punto se le llama punto de equivalencia. En términos generales la reacción entre cantidades equivalentes de ácidos y bases se llama neutralización o reaccón de neutrlización. La caracteristica de una reacción de neutralización es siempre la combinación de hidrogeniones que proceden del ácido, con hidroxiliones procedentes de la base para dar moléculas de agua sin disociar, con liberación de energía calorífica como calor de neutralización y formación de una sal. En una expresión como la siguiente: Ácido +

5. Teorias de Acidos y bases En química, la teoría de Brönsted-Lowry es una teoría ácido-base, propuesta independientemente por el danés Johannes Nicolaus Brønsted y el británico Thomas Martin Lowry en 1923.1 2 Según esta teoría, los ácidos son sustancias capaces de donar un protón (H+), mientras que las bases son capaces de aceptarlos. 2.se incluyen elementos que se comportan como bases pero no cumplen la definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son ácidos de Lewis. Ejemplos de ácidos de Brønsted-Lowry: HCl, HNO3, H3PO4. Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3, FeBr 3. Se puede tener una idea de la fuerza de una sustancia como ácido o base de Lewis utilizando la constante de disociación de su aducto con una base o ácido de Lewis tomado como referencia. 3.Él definió los ácido

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