En la práctica realizada se determinó la acidez y basicidad de diferentes sustancias a partir de características visibles cuando estas entra en contacto con un medio acuoso (recuperado)
1) El documento describe las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases, así como conceptos como pH, ácidos y bases fuertes y débiles.
2) Explica que según Brönsted-Lowry, un ácido es una sustancia que cede protones y una base una que los acepta, lo que mejor explica el comportamiento en agua.
3) Indica que el pH mide la concentración de iones hidrógeno en una solución, siendo pH 7 neutro, menor ácido y mayor básico
Este documento describe las propiedades físicas y químicas del agua, incluyendo su estructura molecular, puentes de hidrógeno, estados físicos, densidad, puntos de congelación y ebullición, así como sus reacciones con óxidos, metales y no metales. También explica el pH del agua, soluciones tampón, la ecuación de Henderson-Hasselbalch y los sistemas tampón de la sangre y el citosol celular.
Que Es TitulacióN O Valoracion De Un Acido Base De Sharonguest136539
Una titulación ácido-base implica la neutralización de un ácido o base mediante la adición controlada de una base o ácido de concentración conocida. Esto permite determinar la cantidad de ácido o base desconocida midiendo el volumen requerido para alcanzar el punto final, donde el pH alcanza 7. El punto final se detecta con un indicador de pH o un pHmetro. Las titulaciones ácido-base se usan comúnmente en laboratorios químicos para determinar concentraciones desconocidas.
El documento describe el modelo ácido-base de Bronsted-Lowry, en el cual los ácidos ceden protones y las bases los aceptan. Explica que en solución acuosa, los ácidos de B-L ceden protones a moléculas de agua, aumentando la concentración de hidronios, mientras que las bases aceptan protones de moléculas de agua, aumentando la concentración de oxhidrilos. También distingue entre ácidos y bases fuertes y débiles, señalando que los fuertes ceden
El documento describe los principios de las soluciones amortiguadoras y cómo responden al agregar ácidos o bases. Explica que 1) el pH de una solución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil que contiene, 2) el pH depende de la proporción relativa entre la sal y el ácido, no de sus concentraciones absolutas, y 3) la modificación del pH es exigua hasta que uno de los componentes se agote debido a que el pH varía con el logaritmo de la proporción entre la sal y el
Este documento presenta información sobre equilibrio químico y disoluciones amortiguadoras. Explica que una disolución amortiguadora contiene una cantidad relativamente alta de un ácido débil y su base conjugada para resistir cambios en el pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. Describe cómo preparar una disolución amortiguadora de acetato de sodio y ácido acético usando un simulador químico en línea. Los resultados muestran cómo varía el pH de diferentes mezclas al agregar base o á
1) Los buffers son soluciones que resisten cambios en el pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. Existen tres tipos principales de buffers: ácido débil-sal, base débil-sal, y salino.
2) La capacidad de amortiguación de un buffer es máxima cuando la relación concentración de sal/ácido o sal/base es igual a 1. El rango útil de un buffer es cuando el pH está entre pKa ± 1.
3) Los principales buffers en el cuerpo son el sistema carbonato/bicarbonato y los sistemas de fos
Las soluciones buffer, también conocidas como soluciones amortiguadoras o tampón, son mezclas de un ácido débil y su base conjugada que pueden mantener estable el pH de una disolución frente a pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes agregadas. Funcionan desplazando levemente el equilibrio del ácido débil, lo que tiene un menor efecto en el pH. Se usan comúnmente en laboratorios, industrias y sistemas biológicos para mantener estables los niveles de pH.
1) El documento describe las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases, así como conceptos como pH, ácidos y bases fuertes y débiles.
2) Explica que según Brönsted-Lowry, un ácido es una sustancia que cede protones y una base una que los acepta, lo que mejor explica el comportamiento en agua.
3) Indica que el pH mide la concentración de iones hidrógeno en una solución, siendo pH 7 neutro, menor ácido y mayor básico
Este documento describe las propiedades físicas y químicas del agua, incluyendo su estructura molecular, puentes de hidrógeno, estados físicos, densidad, puntos de congelación y ebullición, así como sus reacciones con óxidos, metales y no metales. También explica el pH del agua, soluciones tampón, la ecuación de Henderson-Hasselbalch y los sistemas tampón de la sangre y el citosol celular.
Que Es TitulacióN O Valoracion De Un Acido Base De Sharonguest136539
Una titulación ácido-base implica la neutralización de un ácido o base mediante la adición controlada de una base o ácido de concentración conocida. Esto permite determinar la cantidad de ácido o base desconocida midiendo el volumen requerido para alcanzar el punto final, donde el pH alcanza 7. El punto final se detecta con un indicador de pH o un pHmetro. Las titulaciones ácido-base se usan comúnmente en laboratorios químicos para determinar concentraciones desconocidas.
El documento describe el modelo ácido-base de Bronsted-Lowry, en el cual los ácidos ceden protones y las bases los aceptan. Explica que en solución acuosa, los ácidos de B-L ceden protones a moléculas de agua, aumentando la concentración de hidronios, mientras que las bases aceptan protones de moléculas de agua, aumentando la concentración de oxhidrilos. También distingue entre ácidos y bases fuertes y débiles, señalando que los fuertes ceden
El documento describe los principios de las soluciones amortiguadoras y cómo responden al agregar ácidos o bases. Explica que 1) el pH de una solución amortiguadora depende de la naturaleza del ácido débil que contiene, 2) el pH depende de la proporción relativa entre la sal y el ácido, no de sus concentraciones absolutas, y 3) la modificación del pH es exigua hasta que uno de los componentes se agote debido a que el pH varía con el logaritmo de la proporción entre la sal y el
Este documento presenta información sobre equilibrio químico y disoluciones amortiguadoras. Explica que una disolución amortiguadora contiene una cantidad relativamente alta de un ácido débil y su base conjugada para resistir cambios en el pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. Describe cómo preparar una disolución amortiguadora de acetato de sodio y ácido acético usando un simulador químico en línea. Los resultados muestran cómo varía el pH de diferentes mezclas al agregar base o á
1) Los buffers son soluciones que resisten cambios en el pH cuando se agregan pequeñas cantidades de ácido o base. Existen tres tipos principales de buffers: ácido débil-sal, base débil-sal, y salino.
2) La capacidad de amortiguación de un buffer es máxima cuando la relación concentración de sal/ácido o sal/base es igual a 1. El rango útil de un buffer es cuando el pH está entre pKa ± 1.
3) Los principales buffers en el cuerpo son el sistema carbonato/bicarbonato y los sistemas de fos
Las soluciones buffer, también conocidas como soluciones amortiguadoras o tampón, son mezclas de un ácido débil y su base conjugada que pueden mantener estable el pH de una disolución frente a pequeñas cantidades de ácidos o bases fuertes agregadas. Funcionan desplazando levemente el equilibrio del ácido débil, lo que tiene un menor efecto en el pH. Se usan comúnmente en laboratorios, industrias y sistemas biológicos para mantener estables los niveles de pH.
Este documento describe los principales tipos de amortiguadores en el cuerpo humano, incluyendo los sistemas carbonato/bicarbonato, fosfatos y proteínas. Explica cómo estos amortiguadores ayudan a mantener el pH sanguíneo mediante la neutralización de iones hidrógeno y hidroxilo. También cubre conceptos clave como la definición de ácidos y bases, la escala pH, y la ecuación de Henderson-Hasselbalch utilizada para calcular el pH de soluciones amortiguadas.
Las soluciones amortiguadoras son importantes en los organismos vivos para mantener el pH de la sangre y otros fluidos dentro de límites estrechos. Los principales amortiguadores en el cuerpo humano son el sistema bicarbonato en la sangre, el fosfato en las células, las proteínas y la hemoglobina en la sangre. Juntos, estos amortiguadores ayudan a resistir los cambios en el pH causados por factores como el ejercicio y la dieta.
Este documento describe conceptos clave relacionados con el pH, incluyendo la disociación del agua, la definición de pH y pOH, la ionización de ácidos y bases, la hidrólisis de sales, y las curvas de neutralización. Explica que el pH mide la concentración de iones H+ en una solución, que el pH y pOH de una solución neutra son 7, y que el pH + pOH = 14 para cualquier solución. También resume los procesos de ionización para ácidos y bases fuertes y débiles.
Este documento presenta los procedimientos para realizar curvas de titulación ácido-base utilizando un potenciómetro para medir el pH. Se describen las curvas que resultan de titular un ácido fuerte con una base fuerte, un ácido débil con una base fuerte, y una base débil con un ácido fuerte. El objetivo es observar los cambios de pH durante las titulaciones y comparar las curvas resultantes para ácidos y bases fuertes versus débiles.
Este documento describe las diferentes regiones de una curva de titulación entre un ácido débil y una base fuerte. Explica que antes del punto de equivalencia se tiene una mezcla de ácido débil sin reaccionar y su base conjugada, formando un buffer cuya capacidad tamponadora es máxima cuando el pH es igual al pKa. En el punto de equivalencia, el pH depende de la disociación de la base conjugada, por lo que es mayor que 7. Después del punto de equivalencia, el pH depende del exceso de la base fuerte agregada.
Este documento describe los sistemas reguladores de pH en la sangre, incluyendo el sistema de fosfato dihidrogenado/fosfato hidrogenado, el sistema de ácido carbónico/bicarbonato y el sistema de proteínas. Explica cómo estos sistemas ayudan a mantener el pH sanguíneo en 7.35 al desplazar los equilibrios químicos cuando se agregan ácidos o bases. También define las condiciones de acidosis y alcalosis que ocurren cuando el pH sanguíneo disminuye o aumenta, respectivamente.
El documento describe los ácidos, bases y buffers, señalando que son esenciales para el funcionamiento celular y regulan el pH. Explica que los buffers mantienen el pH constante a través de reacciones reversibles entre un ácido débil y su base conjugada. También cubre conceptos como el pKa, curvas de titulación y ejemplos de buffers importantes como el de carbonatos en la sangre.
Tema 9 - Aplicaciones de los equilibrios ácido-baseJosé Miranda
Este documento describe tres aplicaciones de los equilibrios ácido-base: 1) Los indicadores ácido-base que cambian de color dependiendo del pH, 2) Las valoraciones ácido-base que se usan para determinar la concentración de un ácido o base mediante la neutralización con una disolución de concentración conocida, y 3) Las disoluciones amortiguadoras que mantienen el pH después de añadir ácidos o bases gracias a la presencia de un ácido débil y su sal o una base débil y su sal.
Este documento trata sobre el equilibrio ácido-básico en el organismo. Explica que el organismo mantiene constante la concentración de iones de hidrógeno a través de mecanismos tampón y la acción del aparato respiratorio y riñones. También describe los conceptos básicos de ácidos y bases, y los principales tampones como el sistema ácido carbónico/bicarbonato de sodio.
El documento describe los conceptos clave de las titulaciones ácido-base, incluyendo los tipos de reacciones que ocurren (neutralización, formación de sales), las características de las curvas de titulación, y cómo se calcula el pH en diferentes etapas de la titulación para ácidos y bases fuertes y débiles. Explica los procesos que ocurren antes, durante y después del punto de equivalencia para cada caso.
Las soluciones buffer mantienen el pH casi constante al agregar pequeñas cantidades de ácidos o bases. Se componen de un ácido débil o base débil y su sal correspondiente. El buffer controla el pH al reaccionar los iones H+ o OH- agregados con estas especies. Los fluidos biológicos contienen buffers importantes como H2CO3/HCO3- en la sangre y H2PO4-/HPO42- en las células, los cuales ayudan a mantener el pH sanguíneo entre 7.35-7.45.
Este documento describe las soluciones amortiguadoras o tampón. Explica que son sistemas que mantienen el pH constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos o bases. Se componen de un ácido débil y su sal o una base débil y su sal. También mantiene el pH sanguíneo entre 7.35-7.45 a través de sistemas como H2CO3/HCO3-.
Este documento trata sobre el equilibrio químico. Explica que un equilibrio químico ocurre cuando una reacción no se completa, sino que ocurre en ambos sentidos, formando reactivos y productos. Cuando las concentraciones de todas las sustancias involucradas se estabilizan, se alcanza el equilibrio químico. También discute conceptos como la constante de equilibrio y el significado de sus valores, así como ejemplos de equilibrios ácido-base y valoraciones ácido-base.
El documento describe diferentes tipos de curvas de titulación ácido-base, incluyendo la titulación de ácidos fuertes, débiles, bases débiles y ácidos polipróticos con bases fuertes. Explica cómo el pH varía a lo largo de cada curva y en qué puntos ocurren las equivalencias químicas.
El documento explica conceptos clave sobre equilibrios ácido-base como la ecuación de Henderson-Hasselbach y tipos de curvas de titulación como las de un ácido fuerte con una base fuerte, un ácido débil con una base fuerte, una base débil con un ácido fuerte y un ácido poliprótico con una base fuerte. Las curvas muestran cómo cambia el pH durante la adición de la base o el ácido y los puntos importantes como el de equivalencia y el final.
El documento describe un experimento para determinar la capacidad reguladora del pH de soluciones buffer preparadas. Se prepararon tres series de cuatro tubos de ensayo cada una con diferentes soluciones buffer de fosfatos, carbonatos y acetatos y se midió su capacidad para resistir cambios de pH al agregar ácidos o bases. El objetivo era investigar las sustancias necesarias para preparar diferentes tipos de soluciones buffer y su capacidad para amortiguar cambios en el pH.
1) El documento trata sobre conceptos relacionados con ácidos y bases como el pH, escala de Sörensen, teorías ácido-base de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como ácidos y bases fuertes y débiles.
2) También explica conceptos como soluciones amortiguadoras, par conjugado ácido-base y constante de disociación, así como su importancia en sistemas biológicos.
3) Finalmente, resume brevemente los mecanismos de regulación del pH en organismos vivos a
Este documento describe los principios básicos de las valoraciones ácido-base. Explica las diferencias entre ácidos y bases fuertes y débiles, y analiza el comportamiento y curvas de titulación de sistemas que involucran una reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte, o entre un ácido débil y una base fuerte. También incluye ejemplos y simulaciones para ilustrar estos conceptos.
Este documento describe las disoluciones reguladoras, que pueden mantener el pH constante a pesar de la adición de ácidos o bases. Estas disoluciones contienen una mezcla de un ácido débil y su sal conjugada, o una base débil y su ácido conjugado. En los seres vivos, pequeñas variaciones de pH pueden dañar las enzimas y proteínas, mientras que en la industria es importante mantener un pH fijo durante procesos y fabricación. El documento también explica cómo calcular el pH de una disolución regul
Acidos y bases y su nivel de acidez y basicidadLuz Zamora
La tabla muestra las propiedades de varios ácidos y bases comunes, clasificándolos como débiles o fuertes según su fórmula química. Los ácidos débiles incluyen el ácido acético, ácido fórmico, ácido fluorhídrico y sulfuro de hidrógeno, mientras que los ácidos fuertes son el ácido nítrico, ácido clorhídrico, ácido yodhídrico y ácido perclórico. Las bases débiles son el amoniaco,
Este documento presenta un experimento para determinar el pH de varias sustancias como el agua, la sacarosa y el limón. El procedimiento incluye disolver las sustancias y medir el pH usando papel de pH. Los resultados mostraron que el limón es ácido con un pH rojo y la sacarosa es básica con un pH azul.
Este documento describe los principales tipos de amortiguadores en el cuerpo humano, incluyendo los sistemas carbonato/bicarbonato, fosfatos y proteínas. Explica cómo estos amortiguadores ayudan a mantener el pH sanguíneo mediante la neutralización de iones hidrógeno y hidroxilo. También cubre conceptos clave como la definición de ácidos y bases, la escala pH, y la ecuación de Henderson-Hasselbalch utilizada para calcular el pH de soluciones amortiguadas.
Las soluciones amortiguadoras son importantes en los organismos vivos para mantener el pH de la sangre y otros fluidos dentro de límites estrechos. Los principales amortiguadores en el cuerpo humano son el sistema bicarbonato en la sangre, el fosfato en las células, las proteínas y la hemoglobina en la sangre. Juntos, estos amortiguadores ayudan a resistir los cambios en el pH causados por factores como el ejercicio y la dieta.
Este documento describe conceptos clave relacionados con el pH, incluyendo la disociación del agua, la definición de pH y pOH, la ionización de ácidos y bases, la hidrólisis de sales, y las curvas de neutralización. Explica que el pH mide la concentración de iones H+ en una solución, que el pH y pOH de una solución neutra son 7, y que el pH + pOH = 14 para cualquier solución. También resume los procesos de ionización para ácidos y bases fuertes y débiles.
Este documento presenta los procedimientos para realizar curvas de titulación ácido-base utilizando un potenciómetro para medir el pH. Se describen las curvas que resultan de titular un ácido fuerte con una base fuerte, un ácido débil con una base fuerte, y una base débil con un ácido fuerte. El objetivo es observar los cambios de pH durante las titulaciones y comparar las curvas resultantes para ácidos y bases fuertes versus débiles.
Este documento describe las diferentes regiones de una curva de titulación entre un ácido débil y una base fuerte. Explica que antes del punto de equivalencia se tiene una mezcla de ácido débil sin reaccionar y su base conjugada, formando un buffer cuya capacidad tamponadora es máxima cuando el pH es igual al pKa. En el punto de equivalencia, el pH depende de la disociación de la base conjugada, por lo que es mayor que 7. Después del punto de equivalencia, el pH depende del exceso de la base fuerte agregada.
Este documento describe los sistemas reguladores de pH en la sangre, incluyendo el sistema de fosfato dihidrogenado/fosfato hidrogenado, el sistema de ácido carbónico/bicarbonato y el sistema de proteínas. Explica cómo estos sistemas ayudan a mantener el pH sanguíneo en 7.35 al desplazar los equilibrios químicos cuando se agregan ácidos o bases. También define las condiciones de acidosis y alcalosis que ocurren cuando el pH sanguíneo disminuye o aumenta, respectivamente.
El documento describe los ácidos, bases y buffers, señalando que son esenciales para el funcionamiento celular y regulan el pH. Explica que los buffers mantienen el pH constante a través de reacciones reversibles entre un ácido débil y su base conjugada. También cubre conceptos como el pKa, curvas de titulación y ejemplos de buffers importantes como el de carbonatos en la sangre.
Tema 9 - Aplicaciones de los equilibrios ácido-baseJosé Miranda
Este documento describe tres aplicaciones de los equilibrios ácido-base: 1) Los indicadores ácido-base que cambian de color dependiendo del pH, 2) Las valoraciones ácido-base que se usan para determinar la concentración de un ácido o base mediante la neutralización con una disolución de concentración conocida, y 3) Las disoluciones amortiguadoras que mantienen el pH después de añadir ácidos o bases gracias a la presencia de un ácido débil y su sal o una base débil y su sal.
Este documento trata sobre el equilibrio ácido-básico en el organismo. Explica que el organismo mantiene constante la concentración de iones de hidrógeno a través de mecanismos tampón y la acción del aparato respiratorio y riñones. También describe los conceptos básicos de ácidos y bases, y los principales tampones como el sistema ácido carbónico/bicarbonato de sodio.
El documento describe los conceptos clave de las titulaciones ácido-base, incluyendo los tipos de reacciones que ocurren (neutralización, formación de sales), las características de las curvas de titulación, y cómo se calcula el pH en diferentes etapas de la titulación para ácidos y bases fuertes y débiles. Explica los procesos que ocurren antes, durante y después del punto de equivalencia para cada caso.
Las soluciones buffer mantienen el pH casi constante al agregar pequeñas cantidades de ácidos o bases. Se componen de un ácido débil o base débil y su sal correspondiente. El buffer controla el pH al reaccionar los iones H+ o OH- agregados con estas especies. Los fluidos biológicos contienen buffers importantes como H2CO3/HCO3- en la sangre y H2PO4-/HPO42- en las células, los cuales ayudan a mantener el pH sanguíneo entre 7.35-7.45.
Este documento describe las soluciones amortiguadoras o tampón. Explica que son sistemas que mantienen el pH constante cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos o bases. Se componen de un ácido débil y su sal o una base débil y su sal. También mantiene el pH sanguíneo entre 7.35-7.45 a través de sistemas como H2CO3/HCO3-.
Este documento trata sobre el equilibrio químico. Explica que un equilibrio químico ocurre cuando una reacción no se completa, sino que ocurre en ambos sentidos, formando reactivos y productos. Cuando las concentraciones de todas las sustancias involucradas se estabilizan, se alcanza el equilibrio químico. También discute conceptos como la constante de equilibrio y el significado de sus valores, así como ejemplos de equilibrios ácido-base y valoraciones ácido-base.
El documento describe diferentes tipos de curvas de titulación ácido-base, incluyendo la titulación de ácidos fuertes, débiles, bases débiles y ácidos polipróticos con bases fuertes. Explica cómo el pH varía a lo largo de cada curva y en qué puntos ocurren las equivalencias químicas.
El documento explica conceptos clave sobre equilibrios ácido-base como la ecuación de Henderson-Hasselbach y tipos de curvas de titulación como las de un ácido fuerte con una base fuerte, un ácido débil con una base fuerte, una base débil con un ácido fuerte y un ácido poliprótico con una base fuerte. Las curvas muestran cómo cambia el pH durante la adición de la base o el ácido y los puntos importantes como el de equivalencia y el final.
El documento describe un experimento para determinar la capacidad reguladora del pH de soluciones buffer preparadas. Se prepararon tres series de cuatro tubos de ensayo cada una con diferentes soluciones buffer de fosfatos, carbonatos y acetatos y se midió su capacidad para resistir cambios de pH al agregar ácidos o bases. El objetivo era investigar las sustancias necesarias para preparar diferentes tipos de soluciones buffer y su capacidad para amortiguar cambios en el pH.
1) El documento trata sobre conceptos relacionados con ácidos y bases como el pH, escala de Sörensen, teorías ácido-base de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como ácidos y bases fuertes y débiles.
2) También explica conceptos como soluciones amortiguadoras, par conjugado ácido-base y constante de disociación, así como su importancia en sistemas biológicos.
3) Finalmente, resume brevemente los mecanismos de regulación del pH en organismos vivos a
Este documento describe los principios básicos de las valoraciones ácido-base. Explica las diferencias entre ácidos y bases fuertes y débiles, y analiza el comportamiento y curvas de titulación de sistemas que involucran una reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte, o entre un ácido débil y una base fuerte. También incluye ejemplos y simulaciones para ilustrar estos conceptos.
Este documento describe las disoluciones reguladoras, que pueden mantener el pH constante a pesar de la adición de ácidos o bases. Estas disoluciones contienen una mezcla de un ácido débil y su sal conjugada, o una base débil y su ácido conjugado. En los seres vivos, pequeñas variaciones de pH pueden dañar las enzimas y proteínas, mientras que en la industria es importante mantener un pH fijo durante procesos y fabricación. El documento también explica cómo calcular el pH de una disolución regul
Acidos y bases y su nivel de acidez y basicidadLuz Zamora
La tabla muestra las propiedades de varios ácidos y bases comunes, clasificándolos como débiles o fuertes según su fórmula química. Los ácidos débiles incluyen el ácido acético, ácido fórmico, ácido fluorhídrico y sulfuro de hidrógeno, mientras que los ácidos fuertes son el ácido nítrico, ácido clorhídrico, ácido yodhídrico y ácido perclórico. Las bases débiles son el amoniaco,
Este documento presenta un experimento para determinar el pH de varias sustancias como el agua, la sacarosa y el limón. El procedimiento incluye disolver las sustancias y medir el pH usando papel de pH. Los resultados mostraron que el limón es ácido con un pH rojo y la sacarosa es básica con un pH azul.
Este documento compara colores y describe contribuciones históricas al estudio de colores. Explica que Robert Boyle observó cambios de color en flores y determinó propiedades de ácidos y bases, como que los ácidos saben ácidos y conducen menos electricidad que las bases.
Este documento describe las soluciones electrolíticas y sus propiedades. Explica que los electrolitos son sustancias que conducen la corriente eléctrica en solución acuosa o como sales fundidas. Los electrolitos incluyen ácidos, bases y sales que se disocian en iones positivos y negativos cuando se disuelven. También analiza factores que afectan la conductividad de las soluciones electrolíticas y sus propiedades coligativas.
Estructura molecular y fuerza de los ácidosNavil Ramírez
Este documento describe la estructura molecular y fuerza de diferentes tipos de ácidos, incluyendo ácidos halogenhídricos, oxácidos y ácidos carboxílicos. Explica que la fuerza de un ácido depende de factores como las propiedades del disolvente, la temperatura y la estructura molecular. Los ácidos halogenhídricos forman una serie de ácidos binarios con enlaces débiles o fuertes. La fuerza de los oxácidos depende del elemento central y su estado de oxidación. La
Este documento presenta una prueba de ciencias naturales para estudiantes de 4to grado. La prueba evalúa tres competencias: el uso comprensivo del conocimiento científico, la capacidad de explicar fenómenos, e indagar mediante preguntas y procedimientos. La prueba contiene preguntas sobre tres componentes: entorno vivo, entorno físico y ciencia, tecnología y sociedad.
Este documento describe diferentes tipos de soluciones electrolíticas y sus propiedades de conducción eléctrica. Explica que los electrolitos fuertes y débiles ionizan completamente o parcialmente en solución, respectivamente. También define ácidos y bases según las teorías de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis, y describe sus propiedades como sustancias iónicas que pueden donar o aceptar protones. Además, introduce conceptos como grado de disociación, pH y escala de pH para medir la acidez
Este documento trata sobre las soluciones electrolíticas y sus propiedades. Explica que una solución electrolítica contiene iones y conduce electricidad. Luego describe las propiedades coligativas de los electrolitos como ebullición, congelación y ósmosis. Finalmente, clasifica los electrolitos en fuertes y débiles, y explica conceptos como número de transporte, migración iónica y conductividad eléctrica.
El documento resume conceptos clave sobre el pH y pOH. En menos de 3 oraciones, explica que el pH mide la acidez o alcalinidad de una sustancia en una escala logarítmica, con valores entre 0 y 14, y que el pOH mide la concentración de iones hidróxido, relacionándose ambos a través de la ecuación pH + pOH = 14.
El documento describe los mecanismos fisiológicos que regulan el pH en el cuerpo humano. Los principales sistemas son el bicarbonato, la ventilación pulmonar y la filtración renal. El sistema de mayor importancia es el bicarbonato, que actúa como tampón junto con la hemoglobina y las proteínas para amortiguar cambios en el pH de la sangre.
Ppt sobre S. Arrhenius y su aporte con la Teoría de disociación electrolítica, y su influencia en la electrólisis, propiedades electrolíticas y teoría ácido base
El documento trata sobre el equilibrio ácido-base. Explica que este equilibrio es vital y requiere la integración del hígado, pulmones y riñones. También define conceptos como pH, ácidos, bases y amortiguadores. Describe las compensaciones respiratoria y renal, así como los tipos de acidosis y alcalosis respiratoria y metabólica.
El documento define el pH como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno en una solución. Explica que soluciones con pH < 7 son ácidas y con pH > 7 son básicas. También describe cómo medir el pH usando un pH-metro, y define conceptos relacionados como pOH, hidrógeno iónico, y las escalas de acidez y basicidad.
El documento describe los valores normales de pH en diferentes partes del cuerpo humano y otros fluidos. El pH mide la acidez y alcalinidad en una escala de 0 a 14, donde 7 es neutro. La mayoría de los fluidos del cuerpo mantienen un pH ligeramente alcalino entre 7.35 y 7.45, incluida la sangre, saliva, fluidos vaginales y lagrimas. Otros como el jugo gástrico son ácidos para ayudar a la digestión.
Tabla pH de los Alimentos - Alimentación AlcalinaHelio Colombe
#DESCÁRGALO YA.... "
VER TB: http://www.slideshare.net/helio.giroto/dieta-del-metabolismo-acelerado
La dieta del metabolismo acelerado
La Alcalinidad o la Acidez de los Alimentos son el factor más importante para su salúd" - CÓMO TENER MÁS SALÚD
www.heliocolombe.wordpress.com
El documento describe el efecto del ion común en soluciones acuosas, donde la adición de un electrolito fuerte con un ion en común con un electrolito débil causa que la disociación de este último disminuya. También explica cómo las soluciones amortiguadoras contienen una mezcla de un ácido débil y su sal, permitiendo que el pH resista cambios al agregar ácidos o bases. Finalmente, presenta ejemplos de titulaciones ácido-base y el uso de indicadores de pH.
1) El documento trata sobre el equilibrio iónico en soluciones acuosas. 2) Explica conceptos como electrolitos fuertes y débiles, ácidos y bases según diferentes teorías, y el efecto del pH. 3) También cubre temas como equilibrios químicos, valoraciones ácido-base, y factores que afectan la solubilidad de sales.
El documento describe las propiedades de los electrolitos y no electrolitos en disolución acuosa. Explica la teoría de Arrhenius sobre la ionización de electrolitos y la clasificación de ácidos y bases. También cubre el cálculo del pH y la influencia del pH en los suelos de cultivo.
Este documento explica los conceptos fundamentales de los equilibrios ácido-base en agua, incluyendo las teorías de Arrhenius y Bronsted-Lowry, la ionización de ácidos y bases fuertes y débiles, las constantes de disociación, y la escala pH. Define el pH como el logaritmo negativo de la concentración de iones de hidrógeno, y explica cómo el pH y pOH están relacionados a través de la constante de autoprotolisis del agua, Kw. También cubre las relaciones entre las constantes
El documento describe los conceptos fundamentales de equilibrio iónico del agua, escala de pH, ácidos y bases fuertes y débiles, y soluciones amortiguadoras. Explica que el agua pura es neutra con [H+] = [OH-], mientras que las soluciones acuosas ácidas o básicas tienen [H+] ≠ [OH-]. Define el pH como -log[H+] y explica cómo calcular el pH para diferentes tipos de soluciones. Finalmente, introduce la teoría ácido-base de Brönsted-Lowry que define
El documento explica los conceptos fundamentales de los electrolitos, la ionización del agua, las teorías de Arrhenius y Brønsted-Lowry sobre ácidos y bases, y las propiedades de los ácidos débiles y fuertes. También describe los buffers y cómo mantienen el pH constante al agregar pequeñas cantidades de ácido o base.
El documento describe la teoría de Arrhenius sobre la disociación iónica de sustancias en disolución acuosa. Explica que los ácidos disocian cationes H+ y las bases disocian aniones OH-. Describe también los mecanismos de los tampones en el cuerpo para mantener el pH sanguíneo constante a través del equilibrio entre el dióxido de carbono, el ácido carbónico y el bicarbonato.
El documento explica que el pH mide la concentración de iones de hidrógeno en una solución acuosa y que fue definido por Sörensen en 1908 como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio. Las sustancias ácidas tienen un pH menor que 7 mientras que las básicas tienen un pH mayor que 7.
El documento explica el concepto de pH y cómo se define. El pH mide la concentración de iones de hidrógeno en una solución acuosa y fue propuesto en 1908 por Søren Peter Lauritz Sörensen como una escala logarítmica de -log[H+]. El pH afecta si una sustancia es ácida o básica y depende de factores como la fuerza de los ácidos y bases presentes y si se producen reacciones de hidrólisis.
El documento presenta información sobre equilibrio químico, electrolitos, ácidos y bases. Explica que en el equilibrio químico las velocidades de una reacción en un sentido son iguales a la velocidad en sentido inverso. Define electrolitos y clasifica electrolitos fuertes y débiles. Describe las características de ácidos y bases y explica los pares de ácidos y bases conjugados. También cubre temas como pH, neutralización, especies anfóteras y el principio de Le Châtelier para sistem
Este documento trata sobre reacciones químicas como las de ácidos-bases, redox y precipitación. Explica la teoría de Arrhenius sobre ácidos y bases como sustancias que ceden o captan protones en disolución acuosa, y la evolución de este concepto con las teorías de Brønsted-Lowry y Lewis. También define conceptos clave como pH, constantes de acidez y basicidad, y tipos de ácidos y bases dependiendo de su fuerza. Por último, analiza reacciones como la hidrólis
1) El documento presenta información sobre cálculos de pH en soluciones acuosas, incluyendo definiciones de ácidos y bases, el pH de ácidos y bases fuertes y débiles, y ejemplos de cálculos. 2) Explica que el pH es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno y cómo calcular el pH para ácidos y bases fuertes y débiles usando ecuaciones de equilibrio químico. 3) Proporciona una tabla con ejemplos de valores de pH comunes para varias sust
Este documento presenta un resumen de 8 temas relacionados con las reacciones ácido-base. Brevemente describe: 1) las definiciones de ácidos y bases según Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis; 2) la autoionización del agua y la escala de pH; 3) la fuerza de ácidos y bases y las constantes de ionización; 4) el tratamiento de equilibrios de ionización; 5) la hidrólisis; 6) las disoluciones amortiguadoras; 7) los indicadores; y 8) las valor
El documento proporciona un resumen de los principales temas relacionados con las reacciones ácido-base, incluyendo definiciones de ácidos y bases según Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis, la autoionización del agua y la escala de pH, la fuerza de ácidos y bases y sus constantes de ionización, el tratamiento de los equilibrios de ionización, la hidrólisis de sales, las disoluciones amortiguadoras y los indicadores.
El documento proporciona un resumen de los principales temas relacionados con las reacciones ácido-base, incluyendo definiciones de ácidos y bases según Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis, la autoionización del agua y la escala de pH, la fuerza de ácidos y bases y sus constantes de ionización, el tratamiento de los equilibrios de ionización, la hidrólisis de sales, las disoluciones amortiguadoras y los indicadores.
El documento proporciona un resumen de los principales temas relacionados con las reacciones ácido-base, incluyendo definiciones de ácidos y bases según Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis, la autoionización del agua y la escala de pH, la fuerza de ácidos y bases y sus constantes de ionización, el tratamiento de los equilibrios de ionización, la hidrólisis de sales, las disoluciones amortiguadoras y los indicadores.
El documento proporciona un resumen de los principales temas relacionados con las reacciones ácido-base, incluyendo definiciones de ácidos y bases según Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis, la autoionización del agua y la escala de pH, la fuerza de ácidos y bases y sus constantes de ionización, el tratamiento de los equilibrios de ionización, la hidrólisis de sales, las disoluciones amortiguadoras y los indicadores.
El documento resume los principales temas relacionados con los equilibrios ácido-base. Introduce las definiciones de ácido y base según Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. Explica la autoionización del agua y la escala de pH. Describe cómo se miden la fuerza de ácidos y bases a través de las constantes de ionización y disociación. Presenta el método general para calcular las concentraciones de especies en equilibrios de ionización. Además, cubre temas como la hidrólisis, disol
1. El agua es un electrolito débil y es capaz de disociarse en una proporción muy
escasa y originar tanto H+como OH- (Figura izquierda de la tabla). Se comporta, por tanto,
como ácido y como base. Por este motivo se dice que el agua es una
sustancia anfótera o anfolito.
Equilibrio de disociación del agua Constante de equilibrio
Según la ley de acción de masas (LAM):
Como la concentración del agua no disociada es muy grande (55,5 M) y
permanece prácticamente inalterada, su valor se incluye en la constante, que pasa
a llamarse producto iónico del agua (Kw):
El valor de Kw , medido a 24º C es 10-14 moles2 litro-2. Como este valor es
constante, las concentraciones de H+ y OH- guardan una relación inversa: si una
de ellas aumenta, la otra disminuye.
En el agua pura ambas concentraciones son iguales:
2. Como [H2O]= 55,5 M y [H+]=10-7 M, esto quiere decir que en el agua pura una
de cada 555 millones de moléculas está disociada. Todos estos conceptos se
recogen en esta animación.
En una disolución 10-2 M de H2SO4, por ejemplo,
la concentración de H+ es 2 • 10-2 M, ya que cada
molécula de ácido sulfúrico libera dos H+.
En una disolución 10-2 M de Ba(OH)2 la [OH-]
será 2 • 10-2 M y, como [OH-] [H+] = 10-14, [H+]
= 5 • 10-13 M.
3. Los ácidos y bases débiles se disocian parcialmente y por lo tanto, la
concentración de los iones H+ o OH- es menor que la totalidad de sus
grupos ionizables.
Para calcular el pH de sus disoluciones habrá que tener en cuenta su
grado de disociación ().
Casi todos los ácidos orgánicos (acético, butírico, láctivo, etc.) se
disocian parcialmente.
Así, en el caso del ácido acético:
Aplicando la LAM:
Como la constante de disociación (Kd) vale
1,76 • 10-5, se puede calcular fácilmente el
grado de disociación, , resolviendo la
ecuación de segundo grado.
Si conocemos la concentración de ácido,[H+]
= c, con lo que pH = -log (c).
Para valores pequeños de (<0,05) se puede sustituir el valor (1-) por 1, y en este caso:
4. La disociación de las bases débiles, como por
ejemplo el amoníaco, se plantea de forma
análoga:
Aplicando la LAM:
El valor de Kb para el amoníaco arroja un valor Kb = 1,76 • 10-5 (Figura superior). A partir de aquí se
puede calcular el valor de [OH-] (despejando la x). Conocido el valor de [OH-] se obtiene
inmediatamente el de [H+] y el pH.
5. En el caso del cloruro amónico, la sal se disocia por completo según la ecuación:
El ión amonio reacciona con el agua según el siguiente equilibrio:
donde:
pero para calcular KH hay que tener en cuenta que parte del amoniaco formado por hidrólisis (NH3) va
a captar protones del agua:
donde:
Si multiplicamos ambas constantes (KH y Kb) tenemos que:
y
6. HIDRÓLISIS DE UNA SAL DE ÁCIDO DÉBIL Y BASE DÉBIL
En este caso, el pH dependerá de la fortaleza relativa de los iones susceptibles de hidrólisis que genere la sal.
Un ejemplo es el cianuro amónico. Cuanto más parecida seECUACIÓN DE
HENDERSON-HASSELBALCH
7. El pH de una mezcla amortiguadora se puede conocer mediante la ecuación de Henderson-Hasselbalch.
En la disociación del ácido acético:
la constante de equilbrio es:
Si tomamos logaritmos:
Y cambiando de signos:
o lo que es lo mismo:
y reordenando,
que es la fórmula conocida como la ecuación de Henderson-Hasselbalch.
Teniendo en cuenta que el ácido acético es muy débil y, por tanto, el equilibrio de disociación está casi
totalmente desplazado hacia la izquierda (desplazamiento favorecido por la presencia de cantidades notables
8. de acetato) podremos sustituir en la ecuación de Henderson-Hasselbalch, sin introducir errores, la
concentración de acético libre por la de acético total ([AcH]=[ácido]).
Análogamente, como el acetato sódico está completamente disociado podemos considerar que la
concentración del ión acetato coincide con la concentración de sal ([Ac-]=[sal]).
Con estas modificaciones podemos expresar la ecuación de Henderson-Hasselbalch de una forma válida
para todos los amortiguadores (no sólo para el acético/acetato):
A partir de esta fórmula se pueden deducir fácilmente
laspropiedades de los amortiguadores:
1.- El pH de una disolución amortiguadora depende de la
naturaleza del ácido débil que lo integra (de su pK), de
modo que para cantidades equimoleculares de sal y de
ácido, el pH es justamente el pK de este ácido. Dicho de
otra forma, se puede definir el pK de un ácido débil
como el pH del sistema amortiguador que se obtiene
cuando [sal] = [ácido] (Figura de la derecha).
2.- El pH del sistema amortiguador depende de la
proporción relativa entre la sal y el ácido, pero no de
las concentraciones absolutas de estos componentes. De
aquí se deduce que añadiendo agua al sistema, las
concentraciones de sal y ácido disminuyen paralelamente,
pero su cociente permanece constante, y el pH no cambia.
Sin embargo, si la dilución llega a ser muy grande, el equilibrio de disociación del ácido se desplazaría hacia
la derecha, aumentando la [sal] y disminuyendo [ácido], con lo cual el cociente aumenta y el pH también, de
forma que se iría acercando gradualmente a la neutralidad (pH 7).
3.- Cuando se añaden ácidos o bases fuertes a la disolución amortiguadora, el equilibrio se desplaza en el
sentido de eliminar el ácido añadido (hacia la izquierda) o de neutralizar la base añadida (hacia la derecha).
Este desplazamiento afecta a las proporciones relativas de sal y ácido en el equilibrio. Como el pH varía
con el logaritmo de este cociente, la modificación del pH resulta exigua hasta que uno de los
componentes está próximo a agotarse.
9. a su fuerza, menos se alejará el pH de la neutralidad.
DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS
Mantener el pH constante es vital para el correcto desarrollo de las reacciones químicas y bioquímicas que tienen
lugar tanto en los seres vivos como, a nivel experimental, en el laboratorio. Los amortiguadores (también
llamados disoluciones amortiguadoras, sistemas tampón o buffers) son aquellas disoluciones cuya
concentración de protones apenas varía al añadir ácidos o bases fuertes (Figura inferior).
Cambio de pH tras añadir ácido/base al agua
Cambio de pH tras añadir ácido/base a una
disolución amortiguadora
Los amortiguadores más sencillos están formados por mezclas binarias:
un ácido débil y una sal del mismo ácido con una base fuerte (por ejemplo, ácido acético y acetato
sódico)
una base débil y la sal de esta base con un ácido fuerte (por ejemplo, amoníaco y cloruro amónico)
La concentración de protones del agua pura experimenta una elevación inmediata cuando se añade una mínima
cantidad de un ácido cualquiera. A un litro de agua neutra (pH 7) basta añadirle 1 ml de HCl 10M para que el pH
descienda 5 unidades. En cambio, si esta misma cantidad de ácido se añade a 1 litro de disolución amortiguadora
formada por HAc/AcNa 1M, el pH desciende en una centésima, o sea, quinientas veces menos (Ver la tabla
inferior).
10. Supongamos un amortiguador constituído por un ácido acético (ácido débil) y acetato sódico (sal de ácido débil
y base fuerte). En este sistema:
1.- El ácido estará parcialmente disociado según la ecuación:
Aplicando la ley de acción de masas:
2.- El acetato sódico, como todas las sales está completamente disociado, y por lo tanto, el ión acetato (Ac-)
procedente de esta sal desplazará el equilibrio de disociación del ácido hacia la izquierda, haciendo que
disminuya la [H+].
3.- La presencia conjunta de la sal y el ácido hace decrecer la acidez libre, es decir, que el AcH apenas estará
disociado y la [AcH] será la concentración inicial que hay en el sistema.
4.- Como el AcH apenas está disociado, la [Ac-] en el sistema será la concentración de sal que hay en el
sistema.
MECANISMO DE LA ACCIÓN AMORTIGUADORA
Si a este sistema añadimos un ácido fuerte como el HCl, se produce un aumento instantáneo de la [H+], y el
equilibrio se desplaza hacia la izquierda, formándose AcH hasta recuperarse prácticamente la [AcH] inicial.
11. Además, los iones acetato procedentes de la sal se pueden combinar con los H+ procedentes del HCl para
formar más AcH. La reacción podría representarse así:
En resumen, el sistema amortiguador ha destruído el ácido fuerte, generando en su lugar una cantidad
equivalente de ácido débil, cuyo equilibrio de disociación determinará la [H+] final (Figura inferior).
Si añadimos una base fuerte (NaOH), los iones OH- consumen rápidamente los H+ del sistema para formar
agua, con lo que el equilibrio de disociación del ácido se desplaza hacia la derecha para restaurar la
concentración inicial de protones (Figura inferior). En otras palabras, la adición de una base provoca la
transformación de una parte del acético libre en acetato:
El mecanismo de la acción amortiguadora también se puede observar en la siguiente animación interactiva: