Este documento presenta una guía sobre reacciones ácido-base. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. Define ácidos y bases según cada teoría y describe la autoionización del agua, la fuerza de ácidos y bases, y el pH de disoluciones acuosas.
Este documento resume los conceptos fundamentales de ácidos y bases. Explica la teoría de Arrhenius, que define ácidos como sustancias que se disocian en solución acuosa dando iones H+ y bases como sustancias que se disocian dando iones OH-. Posteriormente, introduce la teoría de Brönsted-Lowry, que amplía estas definiciones a cualquier disolvente. Finalmente, distingue entre ácidos y bases fuertes y débiles en función de su grado de disociación, e introduce la constante de acidez
La teoría de Brönsted-Lowry establece que los ácidos son sustancias que pueden ceder protones y las bases son sustancias que pueden aceptar protones. Define una reacción ácido-base como la transferencia de un protón de un ácido a una base, formando así un par de ácido-base conjugados. Además, explica el comportamiento anfótero del agua al actuar como ácido o base dependiendo de la sustancia con la que reaccione.
Este documento trata sobre las teorías de ácidos y bases según Arrhenius, Brönsted-Lowry y las propiedades de los mismos. Según Arrhenius, los ácidos son sustancias que producen iones hidronio (H3O+) en agua, mientras que las bases producen iones hidroxilo (OH-). Brönsted-Lowry amplía esta definición considerando ácidos a las especies que ceden protones y bases a las que los aceptan. Explica también la basicidad del amoníaco. La fuerza de
La teoría ácido-base de Brönsted-Lowry define un ácido como cualquier sustancia que pueda donar un protón y una base como cualquier sustancia que pueda aceptar un protón. Esto mejoró la teoría de Arrhenius al ampliar la definición de ácidos y bases más allá de sustancias que producen iones hidrógeno y hidroxilo en agua. La teoría destaca que las reacciones ácido-base implican la transferencia de protones entre una sustancia donante y otra aceptora.
Este documento explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre los ácidos y bases. Según Arrhenius, los ácidos contienen iones hidrógeno y las bases iones hidroxilo. Brønsted-Lowry definieron ácidos como sustancias que ceden protones y bases como las que los aceptan. Lewis consideró ácidos a los receptores de electrones y bases a los donantes. Estas teorías han permitido entender mejor las reacciones ácido-base.
Las teorías principales de ácidos y bases son la teoría de Arrhenius, la teoría de Brønsted-Lowry y la teoría de Lewis. Según la teoría de Arrhenius, los ácidos donan iones hidrógeno y las bases donan iones hidroxilo en disolución acuosa. La teoría de Brønsted-Lowry define los ácidos como especies capaces de ceder protones y las bases como especies capaces de aceptar protones. La teoría de Lewis define los ácidos y bases en t
Este documento trata sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre la naturaleza de los ácidos y bases. También describe el producto iónico del agua, la autoionización del agua y la definición del pH. Finalmente, introduce los indicadores como herramientas para medir el pH de una solución.
Teoría de ácidos y bases de svante august arrheniusmaster32
El documento describe las teorías de ácidos y bases propuestas por Svante Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Arrhenius definió ácidos como sustancias que liberan iones hidrógeno en agua y bases como sustancias que liberan iones hidróxilo. Bronsted-Lowry expandió esta definición para incluir la transferencia de protones entre cualquier par de sustancias. Lewis propuso que un ácido es un aceptor de pares de electrones y una base un donador.
Este documento resume los conceptos fundamentales de ácidos y bases. Explica la teoría de Arrhenius, que define ácidos como sustancias que se disocian en solución acuosa dando iones H+ y bases como sustancias que se disocian dando iones OH-. Posteriormente, introduce la teoría de Brönsted-Lowry, que amplía estas definiciones a cualquier disolvente. Finalmente, distingue entre ácidos y bases fuertes y débiles en función de su grado de disociación, e introduce la constante de acidez
La teoría de Brönsted-Lowry establece que los ácidos son sustancias que pueden ceder protones y las bases son sustancias que pueden aceptar protones. Define una reacción ácido-base como la transferencia de un protón de un ácido a una base, formando así un par de ácido-base conjugados. Además, explica el comportamiento anfótero del agua al actuar como ácido o base dependiendo de la sustancia con la que reaccione.
Este documento trata sobre las teorías de ácidos y bases según Arrhenius, Brönsted-Lowry y las propiedades de los mismos. Según Arrhenius, los ácidos son sustancias que producen iones hidronio (H3O+) en agua, mientras que las bases producen iones hidroxilo (OH-). Brönsted-Lowry amplía esta definición considerando ácidos a las especies que ceden protones y bases a las que los aceptan. Explica también la basicidad del amoníaco. La fuerza de
La teoría ácido-base de Brönsted-Lowry define un ácido como cualquier sustancia que pueda donar un protón y una base como cualquier sustancia que pueda aceptar un protón. Esto mejoró la teoría de Arrhenius al ampliar la definición de ácidos y bases más allá de sustancias que producen iones hidrógeno y hidroxilo en agua. La teoría destaca que las reacciones ácido-base implican la transferencia de protones entre una sustancia donante y otra aceptora.
Este documento explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre los ácidos y bases. Según Arrhenius, los ácidos contienen iones hidrógeno y las bases iones hidroxilo. Brønsted-Lowry definieron ácidos como sustancias que ceden protones y bases como las que los aceptan. Lewis consideró ácidos a los receptores de electrones y bases a los donantes. Estas teorías han permitido entender mejor las reacciones ácido-base.
Las teorías principales de ácidos y bases son la teoría de Arrhenius, la teoría de Brønsted-Lowry y la teoría de Lewis. Según la teoría de Arrhenius, los ácidos donan iones hidrógeno y las bases donan iones hidroxilo en disolución acuosa. La teoría de Brønsted-Lowry define los ácidos como especies capaces de ceder protones y las bases como especies capaces de aceptar protones. La teoría de Lewis define los ácidos y bases en t
Este documento trata sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre la naturaleza de los ácidos y bases. También describe el producto iónico del agua, la autoionización del agua y la definición del pH. Finalmente, introduce los indicadores como herramientas para medir el pH de una solución.
Teoría de ácidos y bases de svante august arrheniusmaster32
El documento describe las teorías de ácidos y bases propuestas por Svante Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Arrhenius definió ácidos como sustancias que liberan iones hidrógeno en agua y bases como sustancias que liberan iones hidróxilo. Bronsted-Lowry expandió esta definición para incluir la transferencia de protones entre cualquier par de sustancias. Lewis propuso que un ácido es un aceptor de pares de electrones y una base un donador.
El documento presenta las principales teorías ácido-base: la teoría de Arrhenius, la teoría de Brønsted-Lowry y la teoría de Lewis. Explica que un ácido es una sustancia que puede donar protones según Arrhenius o transferir protones según Brønsted-Lowry, mientras que una base puede aceptar protones. También discute la autoionización del agua y la definición y cálculo de pH y pOH en soluciones acuosas.
El documento describe las propiedades de los ácidos y las bases. Los ácidos tienen sabor agrio, son corrosivos, disuelven sustancias y atacan metales liberando hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, son suaves al tacto pero corrosivas, dan color azul a ciertos colorantes y disuelven grasas. Ambos pierden sus propiedades al reaccionar entre sí.
Que Plantean Las Teorias Acido Base De Estos Cientificosguest36e8be
Este documento resume cuatro teorías ácido-base principales:
1) La teoría de Brönsted-Lowry define ácidos como donadores de protones y bases como aceptadores de protones.
2) La teoría de Arrhenius define ácidos como compuestos que forman iones hidrógeno y bases como compuestos que forman iones hidroxilo.
3) La teoría de Lewis define ácidos como compuestos que aceptan pares de electrones y bases como compuestos que donan pares de electrones.
4) Tod
El documento resume las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry sobre ácidos y bases. Según Arrhenius, los ácidos donan iones H+ y las bases donan iones OH- en agua. Brönsted-Lowry amplía esto al definir ácidos como aceptores de protones y bases como donantes. También introduce la noción de pares ácido-base conjugados que difieren en un solo protón. La autoionización del agua produce equilibrio entre iones H3O+ y OH-. La fuerza de los ácidos y bases depen
El documento proporciona información sobre ácidos y bases. Explica que los ácidos tienen sabor agrio y desprenden hidrógeno al reaccionar con metales, mientras que las bases tienen sabor amargo y tacto resbaladizo. Define la teoría de Arrhenius, quien explicó que los ácidos contienen iones hidrógeno y las bases iones hidróxido, y que la neutralización ocurre cuando estos iones se combinan para formar agua. También presenta la teoría de Brønsted-Lowry y m
Este documento trata sobre las teorías de ácidos y bases según Arrhenius, Lowry-Brönsted y Lewis. Según Arrhenius, los ácidos liberan iones H+ en agua y las bases liberan iones OH-. Lowry-Brönsted define ácidos y bases como sustancias que transfieren protones (H+), formando pares ácido-base conjugados. Lewis define ácidos como sustancias que aceptan pares de electrones y bases como sustancias que ceden pares de electrones. La fuerza de un ácido o base depende
El documento resume las principales teorías de ácidos y bases. La teoría de Arrhenius define ácidos como sustancias que liberan iones hidrógeno en agua y bases como sustancias que liberan iones hidróxido. La teoría de Bronsted-Lowry amplía esto al definir ácidos como donadores de protones y bases como receptoras de protones. Finalmente, la teoría de Lewis define ácidos como aceptadores de pares de electrones y bases como donadores de pares de electrones.
Este documento describe las teorías de Arrhenius, Bronsted y Lowry sobre la disociación química y las reacciones ácido-base. Explica que Arrhenius formuló la teoría de la disociación electrolítica y ganó el Premio Nobel de Química en 1903. Bronsted y Lowry desarrollaron después la teoría de que los ácidos donan protones y las bases los aceptan.
1) El documento describe las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y las propiedades de ácidos y bases. 2) Según la teoría de Brønsted-Lowry, un ácido es cualquier especie capaz de ceder un protón y una base es cualquier especie capaz de aceptar un protón. 3) La fuerza de un ácido o base depende de su constante de disociación, siendo los ácidos y bases con mayores constantes más fuertes.
El documento describe las teorías de Arrhenius, Brönsted y Lowry sobre ácidos y bases. Según Arrhenius, los ácidos ceden iones H+ y las bases ceden iones OH- en agua. Brönsted y Lowry amplían esto para incluir la transferencia de protones entre cualquier par de sustancias, no solo en agua. También introducen el concepto de pares ácido-base conjugados que difieren en un solo protón. Finalmente, se explica la autoionización del agua y cómo esto determina si una disolución es ác
Este documento describe las propiedades de los ácidos y bases. Explica que los ácidos se disocian en iones hidrogeno en solución acuosa y tienen un sabor agrio, mientras que las bases se disocian en iones hidróxido y tienen un sabor amargo. También clasifica diferentes tipos de ácidos y bases orgánicos e inorgánicos, y describe las teorías de Arrhenius y Brønsted-Lowry sobre la naturaleza química de los ácidos y bases.
El documento proporciona información sobre el equilibrio ácido-base. Explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y la autoionización del agua. Define ácidos y bases como sustancias que donan o aceptan protones (H+), y explica la escala pH y los tipos de electrolitos fuertes y débiles.
Este documento presenta información sobre ácidos y bases para estudiantes de químico de grado 11. Incluye las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. También describe la ionización del agua, la fuerza de ácidos y bases fuertes y débiles, y las constantes de disociación para ácidos débiles. El propósito es que los estudiantes aprendan los conceptos fundamentales sobre ácidos y bases.
Este documento describe las características de los ácidos y bases, así como las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre la naturaleza de los ácidos y bases. Explica conceptos clave como el pH, pKa, electrolitos fuertes y débiles, y ácidos polipróticos. Además, presenta ejemplos para ilustrar estos conceptos fundamentales de la química de soluciones acuosas.
Este documento resume las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry sobre ácidos y bases. Explica que según Arrhenius, los ácidos liberan iones hidrógeno y las bases liberan iones hidroxilo en disolución acuosa. Brönsted-Lowry proponen una definición más amplia donde los ácidos donan protones y las bases los aceptan, formando pares iónicos conjugados. También señala que el agua puede comportarse como ácido o base dependiendo de si acepta o dona protones.
Las reacciones químicas ácido-base, como la neutralización, se pueden utilizar para obtener fertilizantes en el laboratorio. En una reacción de neutralización, un ácido y una base reaccionan para formar una sal neutra y agua. Por ejemplo, al hacer reaccionar un ácido con una base de un metal alcalino se puede obtener una sal que puede usarse como fertilizante.
El documento presenta una introducción a los conceptos básicos de ácidos y bases. Define ácidos como sustancias que donan protones y bases como sustancias que aceptan protones, de acuerdo a las teorías de Brønsted-Lowry. También describe algunas propiedades comunes de ácidos y bases, como el sabor y efectos en indicadores, y explica la neutralización que ocurre cuando un ácido y una base reaccionan.
1. El documento habla sobre las reacciones ácido-base y las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre la naturaleza de los ácidos y bases. 2. Describe las características de los ácidos y bases, su neutralización y la ionización del agua. 3. Explica conceptos como el pH, pKa, hidrólisis de sales y disoluciones amortiguadoras.
1) Las teorías principales de ácidos y bases son las de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis.
2) Según Arrhenius, los ácidos aumentan la concentración de iones H+ en agua, mientras que Brönsted-Lowry define ácidos como sustancias que ceden protones y bases como las que los aceptan.
3) Lewis amplía el concepto para incluir especies que intercambian pares de electrones, no solo protones.
Este documento presenta los fundamentos de la química de ácidos y bases. Explica que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales para producir hidrógeno, mientras que las bases tienen sabor amargo. También describe las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre la definición de ácidos y bases y la escala de pH para medir la acidez de las soluciones.
Este documento presenta un resumen de las teorías de ácidos y bases según Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Define ácidos y bases según cada teoría y describe las reacciones de neutralización entre ácidos y bases que producen sales e hidrólisis de cationes y aniones. También explica cómo medir la acidez y alcalinidad a través del pH.
El documento trata sobre las teorías de ácidos y bases. Explica la teoría de Arrhenius, según la cual los ácidos son sustancias que donan iones H+ e hidróxidos y las bases son sustancias que donan iones OH-. También describe la teoría ampliada de Brønsted-Lowry, donde los ácidos ceden protones y las bases los aceptan, incluyendo especies como el amoníaco. Finalmente, introduce conceptos como pares ácido-base conjugados, fuerza relativa de ácidos y bases, y
El documento presenta las principales teorías ácido-base: la teoría de Arrhenius, la teoría de Brønsted-Lowry y la teoría de Lewis. Explica que un ácido es una sustancia que puede donar protones según Arrhenius o transferir protones según Brønsted-Lowry, mientras que una base puede aceptar protones. También discute la autoionización del agua y la definición y cálculo de pH y pOH en soluciones acuosas.
El documento describe las propiedades de los ácidos y las bases. Los ácidos tienen sabor agrio, son corrosivos, disuelven sustancias y atacan metales liberando hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, son suaves al tacto pero corrosivas, dan color azul a ciertos colorantes y disuelven grasas. Ambos pierden sus propiedades al reaccionar entre sí.
Que Plantean Las Teorias Acido Base De Estos Cientificosguest36e8be
Este documento resume cuatro teorías ácido-base principales:
1) La teoría de Brönsted-Lowry define ácidos como donadores de protones y bases como aceptadores de protones.
2) La teoría de Arrhenius define ácidos como compuestos que forman iones hidrógeno y bases como compuestos que forman iones hidroxilo.
3) La teoría de Lewis define ácidos como compuestos que aceptan pares de electrones y bases como compuestos que donan pares de electrones.
4) Tod
El documento resume las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry sobre ácidos y bases. Según Arrhenius, los ácidos donan iones H+ y las bases donan iones OH- en agua. Brönsted-Lowry amplía esto al definir ácidos como aceptores de protones y bases como donantes. También introduce la noción de pares ácido-base conjugados que difieren en un solo protón. La autoionización del agua produce equilibrio entre iones H3O+ y OH-. La fuerza de los ácidos y bases depen
El documento proporciona información sobre ácidos y bases. Explica que los ácidos tienen sabor agrio y desprenden hidrógeno al reaccionar con metales, mientras que las bases tienen sabor amargo y tacto resbaladizo. Define la teoría de Arrhenius, quien explicó que los ácidos contienen iones hidrógeno y las bases iones hidróxido, y que la neutralización ocurre cuando estos iones se combinan para formar agua. También presenta la teoría de Brønsted-Lowry y m
Este documento trata sobre las teorías de ácidos y bases según Arrhenius, Lowry-Brönsted y Lewis. Según Arrhenius, los ácidos liberan iones H+ en agua y las bases liberan iones OH-. Lowry-Brönsted define ácidos y bases como sustancias que transfieren protones (H+), formando pares ácido-base conjugados. Lewis define ácidos como sustancias que aceptan pares de electrones y bases como sustancias que ceden pares de electrones. La fuerza de un ácido o base depende
El documento resume las principales teorías de ácidos y bases. La teoría de Arrhenius define ácidos como sustancias que liberan iones hidrógeno en agua y bases como sustancias que liberan iones hidróxido. La teoría de Bronsted-Lowry amplía esto al definir ácidos como donadores de protones y bases como receptoras de protones. Finalmente, la teoría de Lewis define ácidos como aceptadores de pares de electrones y bases como donadores de pares de electrones.
Este documento describe las teorías de Arrhenius, Bronsted y Lowry sobre la disociación química y las reacciones ácido-base. Explica que Arrhenius formuló la teoría de la disociación electrolítica y ganó el Premio Nobel de Química en 1903. Bronsted y Lowry desarrollaron después la teoría de que los ácidos donan protones y las bases los aceptan.
1) El documento describe las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y las propiedades de ácidos y bases. 2) Según la teoría de Brønsted-Lowry, un ácido es cualquier especie capaz de ceder un protón y una base es cualquier especie capaz de aceptar un protón. 3) La fuerza de un ácido o base depende de su constante de disociación, siendo los ácidos y bases con mayores constantes más fuertes.
El documento describe las teorías de Arrhenius, Brönsted y Lowry sobre ácidos y bases. Según Arrhenius, los ácidos ceden iones H+ y las bases ceden iones OH- en agua. Brönsted y Lowry amplían esto para incluir la transferencia de protones entre cualquier par de sustancias, no solo en agua. También introducen el concepto de pares ácido-base conjugados que difieren en un solo protón. Finalmente, se explica la autoionización del agua y cómo esto determina si una disolución es ác
Este documento describe las propiedades de los ácidos y bases. Explica que los ácidos se disocian en iones hidrogeno en solución acuosa y tienen un sabor agrio, mientras que las bases se disocian en iones hidróxido y tienen un sabor amargo. También clasifica diferentes tipos de ácidos y bases orgánicos e inorgánicos, y describe las teorías de Arrhenius y Brønsted-Lowry sobre la naturaleza química de los ácidos y bases.
El documento proporciona información sobre el equilibrio ácido-base. Explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y la autoionización del agua. Define ácidos y bases como sustancias que donan o aceptan protones (H+), y explica la escala pH y los tipos de electrolitos fuertes y débiles.
Este documento presenta información sobre ácidos y bases para estudiantes de químico de grado 11. Incluye las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. También describe la ionización del agua, la fuerza de ácidos y bases fuertes y débiles, y las constantes de disociación para ácidos débiles. El propósito es que los estudiantes aprendan los conceptos fundamentales sobre ácidos y bases.
Este documento describe las características de los ácidos y bases, así como las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre la naturaleza de los ácidos y bases. Explica conceptos clave como el pH, pKa, electrolitos fuertes y débiles, y ácidos polipróticos. Además, presenta ejemplos para ilustrar estos conceptos fundamentales de la química de soluciones acuosas.
Este documento resume las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry sobre ácidos y bases. Explica que según Arrhenius, los ácidos liberan iones hidrógeno y las bases liberan iones hidroxilo en disolución acuosa. Brönsted-Lowry proponen una definición más amplia donde los ácidos donan protones y las bases los aceptan, formando pares iónicos conjugados. También señala que el agua puede comportarse como ácido o base dependiendo de si acepta o dona protones.
Las reacciones químicas ácido-base, como la neutralización, se pueden utilizar para obtener fertilizantes en el laboratorio. En una reacción de neutralización, un ácido y una base reaccionan para formar una sal neutra y agua. Por ejemplo, al hacer reaccionar un ácido con una base de un metal alcalino se puede obtener una sal que puede usarse como fertilizante.
El documento presenta una introducción a los conceptos básicos de ácidos y bases. Define ácidos como sustancias que donan protones y bases como sustancias que aceptan protones, de acuerdo a las teorías de Brønsted-Lowry. También describe algunas propiedades comunes de ácidos y bases, como el sabor y efectos en indicadores, y explica la neutralización que ocurre cuando un ácido y una base reaccionan.
1. El documento habla sobre las reacciones ácido-base y las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre la naturaleza de los ácidos y bases. 2. Describe las características de los ácidos y bases, su neutralización y la ionización del agua. 3. Explica conceptos como el pH, pKa, hidrólisis de sales y disoluciones amortiguadoras.
1) Las teorías principales de ácidos y bases son las de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis.
2) Según Arrhenius, los ácidos aumentan la concentración de iones H+ en agua, mientras que Brönsted-Lowry define ácidos como sustancias que ceden protones y bases como las que los aceptan.
3) Lewis amplía el concepto para incluir especies que intercambian pares de electrones, no solo protones.
Este documento presenta los fundamentos de la química de ácidos y bases. Explica que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales para producir hidrógeno, mientras que las bases tienen sabor amargo. También describe las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre la definición de ácidos y bases y la escala de pH para medir la acidez de las soluciones.
Este documento presenta un resumen de las teorías de ácidos y bases según Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis. Define ácidos y bases según cada teoría y describe las reacciones de neutralización entre ácidos y bases que producen sales e hidrólisis de cationes y aniones. También explica cómo medir la acidez y alcalinidad a través del pH.
El documento trata sobre las teorías de ácidos y bases. Explica la teoría de Arrhenius, según la cual los ácidos son sustancias que donan iones H+ e hidróxidos y las bases son sustancias que donan iones OH-. También describe la teoría ampliada de Brønsted-Lowry, donde los ácidos ceden protones y las bases los aceptan, incluyendo especies como el amoníaco. Finalmente, introduce conceptos como pares ácido-base conjugados, fuerza relativa de ácidos y bases, y
Este documento describe las teorías principales sobre ácidos y bases propuestas por Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. Arrhenius definió ácidos como sustancias que producen iones hidrógeno en agua y bases como sustancias que producen iones hidroxilo. Brønsted-Lowry expandieron esta definición para incluir la transferencia de protones con o sin agua. Lewis definió ácidos y bases en términos de aceptación y donación de pares de electrones.
Este documento presenta un trabajo sobre el pH realizado por tres estudiantes de grado 11. Explica conceptos clave como pH, ácidos, bases, tipos de ácidos y bases, y aplicaciones del pH en alimentos y el cuerpo humano. Incluye definiciones de términos como pOH, ácido fuerte/débil, base fuerte/débil, y teorías como las de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre las reacciones ácido-base.
Este documento presenta un trabajo sobre el pH realizado por tres estudiantes de grado 11. Explica conceptos clave como pH, ácidos, bases, tipos de ácidos y bases, y aplicaciones del pH en alimentos y el cuerpo humano. Incluye definiciones de términos como pOH, ácido fuerte/débil, base fuerte/débil, e introduce teorías como las de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre las reacciones ácido-base.
Este documento proporciona una introducción a los ácidos y bases. Explica que los ácidos sueltan iones de hidrógeno (H+) en solución acuosa, mientras que las bases sueltan iones de hidróxido (OH-). Cuando un ácido y una base se mezclan, los iones H+ e OH- se neutralizan formando agua. El documento también describe la escala pH, que mide la concentración de iones H+ para determinar si una sustancia es ácida, básica o neutra. Finalmente, proporciona
Este documento describe las propiedades fundamentales de los ácidos y las bases. Explica que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales, carbonatos y bicarbonatos, mientras que las bases tienen sabor amargo. Además, presenta tres teorías sobre la naturaleza química de los ácidos y las bases: la teoría de Arrhenius, la teoría de Brønsted-Lowry y la teoría de Lewis. Finalmente, define los electrolitos y explica el concepto de pH.
El documento presenta información sobre ácidos y bases. Define ácidos como sustancias que incrementan la concentración de iones hidrógeno en solución acuosa, mientras que las bases son especies aceptoras de protones. Describe las teorías de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis para definir ácidos y bases. También explica conceptos como pH, electrolitos fuertes y débiles, y la autoionización del agua.
El documento describe la evolución de las teorías sobre ácidos y bases. Inicialmente se definían por sus propiedades como el sabor, pero Boyle estableció su caracterización basada en propiedades. Más tarde, Arrhenius propuso que los ácidos producen iones H+ e hidrógeno en solución acuosa, mientras que las bases producen iones OH-. Finalmente, Brønsted y Lowry expandieron esta teoría para incluir cualquier sustancia que ceda o acepte protones, no limitándose al agua.
Este documento define ácidos y bases químicas según diferentes teorías y explica conceptos clave como la autoionización del agua, la escala de pH y los pares de ácidos y bases conjugados. Introduce las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis para definir ácidos y bases. Explica que el agua puede actuar como ácido o base dependiendo de las circunstancias y que su autoionización produce una constante de equilibrio llamada Kw. Finalmente, distingue entre ácidos y bases fuertes
Este documento trata sobre las teorías de ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis, y cómo cada una define qué es un ácido y una base. También habla sobre la ionización del agua, el pH, las constantes de disociación y la hidrólisis de sales. En resumen, define las propiedades fundamentales de ácidos y bases según diferentes modelos teóricos.
Las reacciones químicas ácido-base, como la neutralización, se pueden utilizar para obtener fertilizantes en el laboratorio. En una reacción de neutralización, un ácido reacciona con una base para formar una sal neutra y agua. Por ejemplo, al hacer reaccionar un ácido con una base en disolución acuosa, los iones del ácido e interactúan con los iones de la base para formar un fertilizante en forma de sal.
Este documento resume las teorías principales sobre ácidos y bases, incluyendo las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry, Lewis y Lux-Flood. Explica que los ácidos son sustancias que donan protones o aceptan pares de electrones, mientras que las bases son sustancias que aceptan protones o donan pares de electrones. También describe las propiedades de las reacciones ácido-base y su importancia en el análisis químico.
El documento introduce los conceptos básicos de ácidos y bases. Define ácidos como sustancias que tienen sabor ácido y producen iones hidrógeno en agua. Define bases como sustancias con sabor amargo que producen iones hidroxilo en agua. Explica las teorías de Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis sobre la naturaleza química de ácidos y bases.
1. La definición de ácidos y bases ha evolucionado a lo largo del tiempo. Lavoisier definió los ácidos en términos de su contenido en oxígeno, mientras que Liebig propuso que un ácido contiene hidrógeno que puede ser reemplazado por un metal. Finalmente, Arrhenius proporcionó una definición más moderna, estableciendo que los ácidos se disocian formando iones hidrógeno en agua, mientras que las bases forman iones hidróxido.
El documento trata sobre conceptos básicos de química como pH, ácidos, bases y valoración ácido-base. Explica que el pH mide la concentración de iones de hidrógeno y varía de 0 a 14, siendo valores menores a 7 ácidos y mayores a 7 básicos. También define pOH, ácidos y bases fuertes y débiles, e hidrógeno como ion hidrón.
Este documento trata sobre el pH y conceptos relacionados con la química ácido-base. Define el pH, pOH, ácidos y bases fuertes y débiles, iones hidrógeno e hidroxilo, valoración ácido-base, pH-metro, y brevemente sobre alimentos y nutrientes. Cubre las propiedades y características fundamentales de estos temas químicos.
Aquí está la tabla solicitada:
Producto ¿Para que se usa? Olor y sabor? Consistencia Riesgo para la salud
Alto, moderado o bajo
Jabón Neutro Lavar ropa y utensilios Sin olor, insípido Sólido Bajo
Jugo de limón Condimentar comidas Ácido, agrio Líquido Bajo
Vinagre Condimentar comidas Ácido Líquido Bajo
Detergente Lavar ropa y utensili
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Este documento presenta el plan de estudios para el curso de Química de segundo año medio durante el año lectivo 2013. El plan incluye 3 unidades principales (geometría molecular, estequiometría y leyes ponderales, y disoluciones y propiedades coligativas) que se enseñarán a lo largo del año, con evaluaciones periódicas que incluyen pruebas parciales y una prueba semestral.
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Este documento presenta una guía sobre el estado gaseoso, incluyendo sus propiedades, variables, leyes fundamentales como las de Boyle, Charles y Gay-Lussac, y el modelo del gas ideal. Explica conceptos como presión, volumen, temperatura, masa, número de Avogadro y la ecuación de estado para un gas ideal PVT=nRT. El objetivo es caracterizar el estado gaseoso y aplicar las leyes de los gases a problemas.
Este documento presenta una guía sobre estequiometría y leyes ponderales para estudiantes de 2° año medio. Explica conceptos como ecuaciones químicas, ley de conservación de masa, peso atómico, peso molecular, reactivo limitante y leyes ponderales. Su objetivo es que los estudiantes reconozcan y apliquen estas ideas fundamentales de la química cuantitativa.
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José Luis Jiménez Rodríguez
Junio 2024.
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SEMIOLOGIA DE HEMORRAGIAS DIGESTIVAS.pptxOsiris Urbano
Evaluación de principales hallazgos de la Historia Clínica utiles en la orientación diagnóstica de Hemorragia Digestiva en el abordaje inicial del paciente.
1. 1
Departamento de Ciencias y Tecnología
Subsector: Química
Profesor: Carlos Donoso E.
Nivel: 2° año Medio
Año: MMXIII
Guía de Apoyo nº4 Reacciones Acido-Base
Objetivos:
- Distinguir los conceptos de ácido-base en las teorías de Arrhenius y de Brönsted-Lowry, y
reconocer las limitaciones de la teoría de Arrhenius.
- Identificar razonadamente los pares conjugados en las diferentes reacciones ácido-base.
- Entender la complementariedad de los conceptos de ácido y base en la teoría de Brönsted-Lowry,
así como el carácter relativo de estos conceptos.
- Comprender el significado de los términos fuerte y débil aplicados a los ácidos y a las bases y
proponer distintos ejemplos de unos y otros.
- Comprender la autoionización del agua y utilizarla como referencia para diferenciar las
disoluciones ácidas, básicas y neutras.
- Conocer los conceptos de pH y de pOH y calcular su valor en las disoluciones de ácidos y bases,
fuertes.
- Comprender el comportamiento de los indicadores en presencia de un ácido o de una base e
interpretar el significado de su intervalo de viraje.
Ácidos y bases
Desde la antigüedad se conocen diversas sustancias de especiales características y
de gran interés práctico que hoy denominamos ácidos y bases.
Dichas características incluyen propiedades peculiares de sabor, tacto, cambios de color
de determinadas sustancias, capacidad para realizar ciertas reacciones.
A finales del siglo XIX y a principios del siglo XX se formularon las grandes teorías acerca
de la naturaleza y el comportamiento de los ácidos y las bases; éstas son las teorías de
Arrhenius, de Brönsted-Lowry y de Lewis.
Teorías de Arrhenius
En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927) presentó su teoría de
la disociación iónica, según la cual, muchas sustancias en disolución acuosa
experimentan una ruptura o disociación en iones positivos y negativos. Así, las sales,
como el cloruro de sodio, bromuro de calcio, nitrato de potasio o sulfato de cesio, se
disocian de esta forma
NaCl Na Cl
H2O
KNO3 K NO3
H2O
CaBr2 Ca2 2Br
H2O
Cs2SO4 Cs2 SO42
H2O
Esta disociación iónica, o disociación electrolítica, justifica la conductividad eléctrica
de las disoluciones acuosas de muchas sustancias que reciben el nombre de
electrólitos.
Dentro de esta teoría, Arrhenius formuló las siguientes definiciones para los ácidos y las
bases.
Ácido: es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de
iones hidrógeno, H +.
2. 2
Base: es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia con formación de iones
hidróxido, OH -.
Ejemplos:
HCl H Cl
H2O
H2SO4 2H SO42
H2O
NaOH Na OH
H2O
Ca(OH)2 Ca2 2OH
H2O
En general, podemos representar el comportamiento de un ácido y una base de
Arrhenius, de la siguiente manera
Ácido: HA H A y una Base:
H2O
BOH B OH
H2O
La reacción de neutralización tiene lugar cuando un ácido reacciona
completamente con una base produciéndose una sal y agua.
HCl NaOH NaCl H2O
H2O
H2SO4 2KOH K 2SO4 H2O
H2O
En general, podemos escribir
HA BOH BA H2O
H2O
La teoría de Arrhenius, aunque constituyó un indudable avance, tiene importantes
limitaciones, ya que reduce y restringe excesivamente los conceptos de ácido y base.
Según ésta teoría, los conceptos de ácido y base dependen de la presencia del agua como
disolvente. Sin embargo, se conocen abundantes sustancias que se comportan como
ácidos y bases en ausencia de agua como disolvente. Además, hay sustancias que tienen
carácter ácido a pesar de no poseer hidrógeno en su molécula, como sucede con los
óxidos ácidos (CO2, SO3, Cl2O5,…). Junto con esto, existen muchas sustancias que tienen
carácter básico sin contener iones OH—, como el amoníaco, NH3, o ciertas sales, como
Na2CO3 y NaHCO3.
Teoría de Brönsted-Lowry
En 1923, el danés J. N. Brönsted (1879-1947) y el inglés T. M. Lowry (1874-1936)
propusieron, independientemente, una teoría acerca de los ácidos y las bases que
ampliaba notablemente los conceptos expuestos por Arrhenius.
Según esta teoría:
Ácido: es toda especie química, molecular o iónica, capaz de ceder un ión H +, es
decir, un protón, a otra sustancia.
Base: es toda especie química, molecular o iónica, capaz de recibir un ion H + de otra
sustancia
Los conceptos de ácido y base son complementarios. El ácido sólo actúa como dador de
protones en presencia de alguna sustancia capaz de aceptarlos, es decir, la base. A su
3. 3
vez, la base sólo puede aceptar algún protón si reacciona con un ácido que se lo
transfiera.
Así
Por lo tanto
La reacción acido-base consiste en la transferencia de un protón H+ desde un ácido
a una base.
En principio, podemos considerar las reacciones ácido-base como equilibrios en los que
las sustancias formadas pueden también transferir un H+ entre ellas. En general,
expresado como un equilibrio la reacción acido-base, tiene la siguiente forma
Un par conjugado lo constituyen un ácido y su base conjugada, o bien, una base y su
ácido conjugado. Otra forma de notarlos es designando a cada pareja con el mismo
subíndice numérico
Ácido1 Base2 Ácido2 Base1
Estas reacciones ácido-base se definen en la teoría de Brönsted-Lowry como reacciones
de neutralización.
La reacción de neutralización consiste en la transferencia de un protón de un
ácido a una base para dar lugar al ácido conjugado de la base y a la base conjugada del
ácido.
Comparación con las definiciones de Arrhenius
Las definiciones de ácido y base dadas por Brönsted y Lowry son más amplias que
las de Arrhenius. En efecto:
- Las definiciones de Brönsted-Lowry no se limitan a las disoluciones acuosas y son
válidas para cualquier disolvente.
- Aunque la definición de ácido puede considerarse casi análoga en las dos teorías,
la definición de Brönsted y Lowry para las bases permite incluir como tales
4. 4
sustancias que no lo eran para Arrhenius, como NH 3, CO32-, HCO3 -, S2-, CH3NH2,
etc.
- El NaOH, y en general los hidróxidos, son propiamente bases de Brönsted-Lowry,
como lo eran para Arrhenius, ya que aunque no pueden recibir un protón, se
disocian y producen el ion OH— , que es capaz de aceptar ese protón formando
H2O. Es decir
OH H3O 2H2O
Autoionización del Agua
Se ha comprobado que el agua pura presenta una ligera conductividad eléctrica,
indicio de que en ella existen iones en alguna cantidad, por pequeña que sea. En efecto,
el agua experimenta un ligero proceso de autoionización en que unas moléculas de H2O
transfieren un H+ a otras, produciéndose una reacción ácido-base:
H2O(l) H2O(l) H3O(ac) OH(ac)
o en forma más resumida
H2O(l) H3O(ac) OH(ac)
De esta forma, la constante de equilibrio, que llamaremos, producto iónico del agua,
Kw, se representará por
K w H3O OH
o en forma más general
K w H OH
Su valor, a 25°C, es 10-14.
Fuerza de los ácidos y de las bases
La tendencia de los ácidos a ceder protones es muy variable. Por ejemplo, el ácido
clorhídrico, HCl, un electrólito fuerte, muestra tanta tendencia a cederlos que en las
disoluciones acuosas diluidas sus moléculas están ionizadas casi en su totalidad. Por
este motivo, en la teoría de Brönsted-Lowry, el ácido clorhídrico se denomina ácido
fuerte.
HCl(ac) H2O(l) H3O(ac) Cl(ac)
A diferencia del HCl, el ácido fluorhídrico es un ácido débil, con poca tendencia a ceder
iones H+ a las bases. Como, a su vez, los iones F— formados por ionización tienden a
reaccionar con los iones H3O+, se establece el equilibrio:
HF(ac) H2O(l) H3O(ac) F(ac)
5. 5
Podemos representar dichos comportamientos en la siguiente gráfica
Los ácidos fuertes se ionizan completamente en las disoluciones acuosas diluidas,
debido a su gran tendencia a ceder iones H+. Son ácidos fuertes el HCl, el HClO4, el HI, el
H2SO4 y el HNO3.
Los ácidos débiles sólo se ionizan parcialmente, a causa de su débil tendencia a
ceder iones H+, apareciendo un equilibrio entre las moléculas no ionizadas y los iones
formados.
De modo semejante, distinguimos las bases fuertes de las débiles:
Las bases fuertes muestran gran tendencia a recibir iones H+ de los ácidos. Son
bases fuertes el LiOH, el CsOH, el NaOH, el Ca(OH)2, el Sr(OH)2, el Rb(OH)2 y el Ba(OH)2.
Las bases débiles tienen poca tendencia a recibir iones H+, apareciendo un
equilibrio entre las moléculas no ionizadas y los iones formados.
Hay muy pocas bases débiles solubles en agua; una de ellas es el amoníaco, NH 3.
Relación entre la fuerza de un ácido y la de su base conjugada
El cuadro siguiente
muestra la fuerza relativa
de distintos pares ácido-
base conjugado. La fuerza
de los ácidos se ha
medido por su mayor o
menor tendencia a ceder
iones H+ a una base
común de referencia, el
agua.
Esta tabla nos permite
obtener la siguiente
información
6. 6
- Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, y viceversa.
- Cada ácido tiene una mayor tendencia a ceder iones H+ a las bases situadas
por debajo de él en la tabla y una menor o nula tendencia a cederlo a las
bases situadas por encima de él.
El pH de las disoluciones acuosas
Las concentraciones de los iones H3O+ y OH— en las disoluciones acuosas son
cantidades muy pequeñas y de incómodo manejo. Por ello, se utiliza una forma más
práctica de medición de la acidez y de la basicidad de estas disoluciones: la escala de pH.
La escala de pH fue introducida por el químico danés S. Sörensen en 1909.
Tomemos como punto de partida la autoionización del agua
H2O(l) H3O(ac) OH(ac)
La expresión de su constante de equilibrio es
K w H3O OH 1014
Apliquemos logaritmo a cada miembro de la igualdad
H3O OH 1014
log H3O OH log 1014
log H3O log OH 14 log10
Como el log10 =1, entonces
log H3O log OH 14
Ahora, multiplicamos ambos lados por -1.
log H3O ( log OH ) 14
Definimos al operados p como –log, de manera que si A es una variable, pA= —logA.
Por lo tanto,
pH log H3O
pOH log OH
7. 7
La escala de pH se estructura de la siguiente manera
Disoluciones amortiguadoras
Normalmente, si a una disolución acuosa se le
añade alguna cantidad de un ácido o de una base, su
pH se modificará. Sin embargo, existen ciertas
disoluciones en las que, mediante un sencillo
mecanismo, se impide que tenga lugar algún cambio
apreciable del pH. Son las disoluciones
amortiguadoras.
Disoluciones amortiguadoras o reguladoras
o tampón o buffer son aquellas que son capaces de
mantener su pH prácticamente constante aunque se les
añadan pequeñas cantidades de un ácido o de una
base o cuando se diluyen.
Estas disoluciones contienen, en concentraciones
relativamente elevadas, un ácido y una sal soluble
de la base conjugada de aquel; o bien, una base
débil y una sal soluble del ácido conjugado de
ella.
Algunos ejemplos de estas disoluciones son: CH 3COOH/CH3COONa, H3PO4/NaH2PO4,
NH3/NH4Cl, etc.
Indicadores ácido-base
Desde la antigüedad se conocen diversas sustancias de origen orgánico que
presentan la propiedad de variar su color dependiendo del carácter ácido o básico de
las sustancias a las que se añaden. Hoy en día, esas sustancias se utilizan con la
finalidad de determinar el pH de las disoluciones y el punto final de las valoraciones
ácido-base. Reciben el nombre de indicadores ácido-base.
Un indicador ácido-base es una sustancia de carácter ácido o básico débil que
tiene la propiedad de presentar colores diferentes dependiendo del pH de la disolución en
que se encuentra disuelto.
El comportamiento de los indicadores es fácil de comprender. Supongamos que un
indicador constituido por un ácido débil monoprótico de fórmula general HIn. En
disolución acuosa se ioniza ligeramente produciéndose su base conjugada In—.
Supongamos que la forma protonada y desprotonada del indicador tienen colores
amarillo y azul, respectivamente.
8. 8
Si se añade a una disolución de un ácido HA una pequeña cantidad de la disolución del
indicador, tienen lugar simultáneamente dos procesos: el equilibrio de ionización del
indicador y del ácido.
HIn(ac) H2O(l) H3O(ac) In(ac)
HA(ac) H2O(l) H3O(ac) A(ac)
Al aumentar la concentración de [H3O+], por efecto del ion común, el equilibrio del
indicador se desplaza hacia la izquierda. Como consecuencia, el color predominante en la
disolución será el de la forma ácida HIn.
Si se agrega una pequeña cantidad de indicador a una base, tendremos
HIn(ac) H2O(l) H3O(ac) In(ac)
B(ac) H2O(l) BH(ac) OH(ac)
La concentración de [H3O+] disminuirá por combinación de los iones H3O+ con los iones
OH— y el equilibrio del indicador se desplazará hacia la derecha. Como consecuencia,
predominará en la disolución el color propio de la forma básica In —.
Cada indicador tiene un intervalo de viraje característico, es decir, un entorno más o
menos reducido de unidades de pH, dentro del cual se realiza el cambio de color. Un
indicador es tanto más útil cuanto menor es su intervalo de viraje y de forma más clara
tiene lugar el cambio de color
9. 9
Teoría de Lewis
Hasta aquí se han visto las características de los ácidos y las bases según
Arrhenius y Brönsted-Lowry, aplicando la última de ellas a diversos problemas asociados
a las reacciones ácido-base.
En cada caso, el átomo al cual se une el protón tiene al menos un par de electrones
libres. Esta propiedad característica del OH—, del NH3 y de otras bases de Brönsted,
sugiere una definición más general de ácidos y bases.
En 1392 el químico norteamericano G. N. Lewis formuló una teoría que interpretaba de
otra manera las características de ácidos y bases.
Definió lo que actualmente se denomina una base de Lewis como una sustancia que
puede donar un par de electrones. Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar
un par de electrones. Por ejemplo, en la protonación del amoníaco, el NH 3 actúa como
una base de Lewis porque dona un par de electrones al protón H+, que actúa como un
ácido de Lewis porque acepta un par de electrones. Por lo tanto, una reacción ácido-base
de Lewis es aquella que implica la donación de un par de electrones de una especie a
otra. Dicha reacción no produce una sal y agua.
La importancia del concepto de Lewis es que es mucho más general que otras
definiciones. Las reacciones ácido-base de Lewis incluyen muchas reacciones en las que
no participan ácidos de Brönsted.
Un ejemplo de este tipo de reacciones es la que se produce entre el trifluoruro de boro
(BF3) y el amoníaco para formar un aducto como compuesto
Valoraciones ácido-base
La reacción completa de un ácido con una base en disolución acuosa, denominada
genéricamente reacción de neutralización, da lugar a la formación de una sal y, por lo
general, de agua. Por ejemplo:
HClO4(ac) NaOH(ac) NaClO4(ac) H2O
Ecuación que una vez eliminados los iones espectadores, en forma iónica, se reduce a:
H(ac) OH(ac) H2O(l)
o
H3O (ac) OH
(ac) H2O(l)
La reacción de neutralización se utiliza como fundamento de las
valoraciones ácido-base.
Una valoración ácido-base es la determinación de la
concentración de un ácido en disolución a partir de la concentración
conocida de una base, o viceversa, basándose en la reacción de
neutralización.
10. 10
La valoración de un ácido se denomina acidimetría y la valoración de una base,
alcalimetría.
La valoración se realiza mezclando gradualmente el ácido y la base hasta alcanzar el
punto de equivalencia., es decir, el momento en que la reacción de neutralización ha
sido completa. En ese punto, el número de H3O+ procedentes del ácido es igual al de los
OH— procedentes de la base.
El punto final de la valoración se alcanza cuando se produce el cambio de color de un
indicador, que se adiciona previamente a los reactivos.
Para que una valoración sea buena, el punto final debe coincidir con el de equivalencia.
Durante el proceso de la valoración o titulación ácido-base, el pH de la disolución
resultante varía continuamente, si bien la forma concreta de esta variación depende del
carácter fuerte o débil tanto del ácido como de la base.
En cualquier caso, el pH varía lentamente salvo en las cercanías del punto de
equivalencia, donde se produce una brusca variación de pH. Precisamente este hecho
permite el final de la valoración.
Dado que en el punto de equivalencia las concentraciones de H + y OH— se igualan,
podemos calcular la concentración del ácido o la base, que estamos valorando, a través
de la siguiente relación
Cácido Vácido Cbase Vbase
No olvidar que la concentración del ácido o la base se expresa en moles/litro, vale decir,
concentración Molar (M). El volumen puede expresarse en mililitros (ml) o litros (L).