Este documento describe las características de los ácidos y bases, así como diferentes teorías sobre su naturaleza. Explica que los ácidos donan protones H+ en disolución acuosa, mientras que las bases aceptan protones. También introduce conceptos como pH, pOH, electrolitos fuertes y débiles, y la fuerza de los ácidos.
Este documento describe las características de los ácidos y bases, así como las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre los ácidos y bases. Explica conceptos como el pH, pOH, electrolitos fuertes y débiles, y la fuerza de los ácidos.
Este documento resume las características y teorías fundamentales sobre ácidos y bases. Comienza describiendo las propiedades de ácidos y bases, luego resume las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. También cubre conceptos como el equilibrio de ionización del agua, pH, pKa, tipos de electrolitos y cálculos relacionados con ácidos y bases. En general, ofrece una introducción completa a los principios básicos de la química de ácidos y bases.
El documento describe las propiedades y teorías de los ácidos y bases. Brevemente resume que los ácidos tienen sabor agrio y son corrosivos, mientras que las bases tienen sabor amargo y son corrosivas. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre la definición de ácidos y bases. También cubre conceptos como la neutralización, el equilibrio de ionización del agua, y el pH.
Este documento presenta los conceptos fundamentales sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También describe las características de ácidos y bases, los tipos de electrolitos, y los cálculos relacionados con las constantes de acididad y las concentraciones iónicas en soluciones de ácidos y bases.
Este documento presenta los conceptos fundamentales sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre la definición de ácidos y bases. También describe el equilibrio de ionización del agua, la definición de pH, las propiedades de ácidos y bases fuertes y débiles, y los cálculos relacionados con las concentraciones iónicas y el pH en soluciones acuosas.
El HCO3- actúa como ácido frente al NaOH porque al aceptar el ión OH- liberado por el NaOH se produce la reacción de hidrólisis HCO3- + OH- → CO32- + H2O, cediendo el ión HCO3- un protón H+. Por otro lado, frente al HCl el HCO3- actúa como base al captar el protón H+ cedido por el HCl en la reacción HCO3- + H+ → H2CO3.
El documento trata sobre los conceptos básicos de ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como las características de ácidos y bases, el equilibrio del agua, el pH y los cálculos relacionados con las constantes de acididad y basicidad. También cubre temas como electrolitos fuertes y débiles, ácidos polipróticos y cálculos de concentraciones iónicas.
1. El documento presenta los contenidos de la unidad de ácido-base, incluyendo las características de ácidos y bases, las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, y el equilibrio de ionización del agua.
2. Explica conceptos como pH, pKa, fuerza de ácidos y bases, y tipos de electrolitos como fuertes y débiles.
3. Describe reacciones como la neutralización y hidrólisis de sales derivadas de ácidos y bases fuertes y débiles.
Este documento describe las características de los ácidos y bases, así como las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre los ácidos y bases. Explica conceptos como el pH, pOH, electrolitos fuertes y débiles, y la fuerza de los ácidos.
Este documento resume las características y teorías fundamentales sobre ácidos y bases. Comienza describiendo las propiedades de ácidos y bases, luego resume las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. También cubre conceptos como el equilibrio de ionización del agua, pH, pKa, tipos de electrolitos y cálculos relacionados con ácidos y bases. En general, ofrece una introducción completa a los principios básicos de la química de ácidos y bases.
El documento describe las propiedades y teorías de los ácidos y bases. Brevemente resume que los ácidos tienen sabor agrio y son corrosivos, mientras que las bases tienen sabor amargo y son corrosivas. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre la definición de ácidos y bases. También cubre conceptos como la neutralización, el equilibrio de ionización del agua, y el pH.
Este documento presenta los conceptos fundamentales sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También describe las características de ácidos y bases, los tipos de electrolitos, y los cálculos relacionados con las constantes de acididad y las concentraciones iónicas en soluciones de ácidos y bases.
Este documento presenta los conceptos fundamentales sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre la definición de ácidos y bases. También describe el equilibrio de ionización del agua, la definición de pH, las propiedades de ácidos y bases fuertes y débiles, y los cálculos relacionados con las concentraciones iónicas y el pH en soluciones acuosas.
El HCO3- actúa como ácido frente al NaOH porque al aceptar el ión OH- liberado por el NaOH se produce la reacción de hidrólisis HCO3- + OH- → CO32- + H2O, cediendo el ión HCO3- un protón H+. Por otro lado, frente al HCl el HCO3- actúa como base al captar el protón H+ cedido por el HCl en la reacción HCO3- + H+ → H2CO3.
El documento trata sobre los conceptos básicos de ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como las características de ácidos y bases, el equilibrio del agua, el pH y los cálculos relacionados con las constantes de acididad y basicidad. También cubre temas como electrolitos fuertes y débiles, ácidos polipróticos y cálculos de concentraciones iónicas.
1. El documento presenta los contenidos de la unidad de ácido-base, incluyendo las características de ácidos y bases, las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, y el equilibrio de ionización del agua.
2. Explica conceptos como pH, pKa, fuerza de ácidos y bases, y tipos de electrolitos como fuertes y débiles.
3. Describe reacciones como la neutralización y hidrólisis de sales derivadas de ácidos y bases fuertes y débiles.
El documento describe los conceptos fundamentales de ácidos y bases, incluyendo las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. Explica las características de ácidos y bases, el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También cubre los tipos de electrolitos, cálculos de concentraciones iónicas y constantes de equilibrio para ácidos fuertes y débiles.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, y describe las características de ácidos y bases. También cubre temas como el equilibrio de ionización del agua, el concepto de pH, electrolitos fuertes y débiles, y la fuerza de los ácidos. El documento proporciona una introducción general a los principios químicos que rigen las reacciones de ácidos y bases.
Este documento resume los conceptos fundamentales de ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, y describe las características de ácidos y bases, así como el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También cubre los tipos de electrolitos, la fuerza de ácidos y bases, y ejemplos de cálculos relacionados con equilibrios ácido-base.
Este documento proporciona información sobre ácidos y bases. Brevemente describe que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales y carbonatos para producir hidrógeno y dióxido de carbono respectivamente. Las bases tienen sabor amargo y muchos jabones contienen bases. También define ácidos y bases de Arrhenius y Brønsted-Lowry y explica las propiedades del agua como ácido-base débil y la relación entre pH, pOH e ionización del agua.
1. El documento trata sobre las características, teorías y conceptos relacionados con ácidos y bases. 2. Incluye la teoría de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como el equilibrio de ionización del agua, cálculo de pH, tipos de electrolitos y fuerza de ácidos y bases. 3. También aborda reacciones de hidrólisis, disoluciones amortiguadoras e indicadores de pH.
1. El documento trata sobre las características, teorías y conceptos relacionados con ácidos y bases. 2. Incluye la teoría de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como el equilibrio de ionización del agua, cálculo de pH, tipos de electrolitos y fuerza de ácidos y bases. 3. También aborda reacciones de hidrólisis, disoluciones amortiguadoras e indicadores de pH.
1. El documento trata sobre las características, teorías y conceptos relacionados con ácidos y bases. 2. Incluye la teoría de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como el equilibrio de ionización del agua, cálculo de pH y pOH, y tipos de electrolitos fuertes y débiles. 3. También aborda fuerza de ácidos, ácidos polipróticos y cálculos de concentraciones iónicas en equilibrio químico.
Este documento presenta conceptos clave sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También describe las características de ácidos y bases, la neutralización, los tipos de disoluciones y electrolitos fuertes y débiles. El documento proporciona una introducción general a los temas fundamentales de ácidos y bases.
El documento describe conceptos básicos sobre equilibrios ácido-base, incluyendo las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. Explica el producto iónico del agua, las escalas pH y pOH, y la diferencia entre ácidos y bases fuertes y débiles. Finalmente, muestra ejemplos del cálculo de concentraciones iónicas en disoluciones de ácidos y bases.
Este documento presenta un resumen sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. También describe las diferencias entre ácidos y bases fuertes y débiles, y conceptos como el pH, pKa, titulaciones ácido-base y soluciones amortiguadoras.
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
Tema 8 - Reacciones de transferencia de protonesJosé Miranda
Este documento trata sobre las reacciones de transferencia de protones. Explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. También describe el equilibrio de ionización del agua, el concepto de pH, y los tipos de disoluciones ácidas, básicas y neutras. Por último, analiza la fuerza de ácidos y bases débiles a través de las constantes de disociación y el grado de disociación.
Este documento presenta un resumen sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. También describe las diferencias entre ácidos y bases fuertes y débiles, y conceptos como el pH, pKa, titulaciones ácido-base y soluciones amortiguadoras.
Un ácido de Bronsted es una sustancia que puede donar un protón, mientras que una base de Bronsted puede aceptar un protón. El agua puede actuar como ácido o base dependiendo de la sustancia con la que reaccione. El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución acuosa y se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno.
Este documento resume los conceptos fundamentales de las reacciones ácido-base. Explica las definiciones de ácidos y bases según Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. Describe la autoionización del agua y la escala de pH. Además, introduce las constantes de ionización y fuerza de ácidos y bases, el tratamiento de equilibrios de ionización, la hidrólisis de sales, disoluciones amortiguadoras, indicadores y valoraciones ácido-base. En resumen, provee una visión general completa de los
Este documento define y explica varios tipos de compuestos orgánicos, incluyendo alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes y ésteres. Describe sus estructuras químicas, cómo se nombran y clasifican, y proporciona ejemplos de cada tipo de compuesto.
1. El documento trata sobre las características, teorías y conceptos relacionados con ácidos y bases. 2. Incluye la teoría de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como el equilibrio de ionización del agua, cálculo de pH y pOH, y tipos de electrolitos fuertes y débiles. 3. También aborda fuerza de ácidos, ácidos polipróticos, y cálculos relacionados con concentraciones iónicas en equilibrio químico.
El documento proporciona definiciones de ácidos y bases según diferentes teorías como las de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. Explica la noción de par ácido-base conjugado y cómo se relacionan los ácidos y bases a través de la transferencia de protones. También introduce la escala de pH y diferentes tipos de ácidos como monoprotónicos, diprotónicos y poliprotónicos.
1) El documento describe las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. 2) Explica la diferencia entre electrolitos fuertes y débiles y cómo esto afecta la ionización de ácidos y bases. 3) Detalla cómo el pH mide la acidez de una solución y la relación entre pH, pOH y la constante de ionización del agua.
Este documento introduce conceptos fundamentales sobre equilibrio ácido-base. Explica que los ácidos y bases pueden ionizarse en agua, liberando o aceptando protones. Define ácidos y bases débiles y fuertes según su grado de ionización. También presenta ecuaciones para calcular el pH de soluciones de ácidos y bases usando balances de masa y carga.
Este documento describe el proceso de obtención de xilitol a partir del bagazo de caña de azúcar. Incluye una descripción del proceso de hidrólisis ácida del bagazo para obtener un hidrolizado rico en xilosa, la neutralización y purificación de este hidrolizado, y su conversión final a xilitol, un edulcorante no calórico con aplicaciones en la industria alimentaria. También define conceptos clave como bagazo, xilosa, xilitol y describe las ventajas de este proceso de producción
Las soluciones amortiguadoras resisten cambios en el pH cuando se les agregan pequeñas cantidades de ácido o base. Están constituidas por un ácido débil y su sal o una base débil y su sal. El pH de una solución amortiguadora se puede calcular usando la constante de ionización del ácido o base débil o la ecuación de Henderson-Hasselbalch. La hidrólisis ocurre cuando los iones o compuestos iónicos reaccionan con el agua, dando como resultado soluciones ácidas, básicas o neutras
El documento describe los conceptos fundamentales de ácidos y bases, incluyendo las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. Explica las características de ácidos y bases, el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También cubre los tipos de electrolitos, cálculos de concentraciones iónicas y constantes de equilibrio para ácidos fuertes y débiles.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, y describe las características de ácidos y bases. También cubre temas como el equilibrio de ionización del agua, el concepto de pH, electrolitos fuertes y débiles, y la fuerza de los ácidos. El documento proporciona una introducción general a los principios químicos que rigen las reacciones de ácidos y bases.
Este documento resume los conceptos fundamentales de ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, y describe las características de ácidos y bases, así como el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También cubre los tipos de electrolitos, la fuerza de ácidos y bases, y ejemplos de cálculos relacionados con equilibrios ácido-base.
Este documento proporciona información sobre ácidos y bases. Brevemente describe que los ácidos tienen sabor agrio y reaccionan con metales y carbonatos para producir hidrógeno y dióxido de carbono respectivamente. Las bases tienen sabor amargo y muchos jabones contienen bases. También define ácidos y bases de Arrhenius y Brønsted-Lowry y explica las propiedades del agua como ácido-base débil y la relación entre pH, pOH e ionización del agua.
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1. El documento trata sobre las características, teorías y conceptos relacionados con ácidos y bases. 2. Incluye la teoría de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como el equilibrio de ionización del agua, cálculo de pH y pOH, y tipos de electrolitos fuertes y débiles. 3. También aborda fuerza de ácidos, ácidos polipróticos y cálculos de concentraciones iónicas en equilibrio químico.
Este documento presenta conceptos clave sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También describe las características de ácidos y bases, la neutralización, los tipos de disoluciones y electrolitos fuertes y débiles. El documento proporciona una introducción general a los temas fundamentales de ácidos y bases.
El documento describe conceptos básicos sobre equilibrios ácido-base, incluyendo las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. Explica el producto iónico del agua, las escalas pH y pOH, y la diferencia entre ácidos y bases fuertes y débiles. Finalmente, muestra ejemplos del cálculo de concentraciones iónicas en disoluciones de ácidos y bases.
Este documento presenta un resumen sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. También describe las diferencias entre ácidos y bases fuertes y débiles, y conceptos como el pH, pKa, titulaciones ácido-base y soluciones amortiguadoras.
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
Tema 8 - Reacciones de transferencia de protonesJosé Miranda
Este documento trata sobre las reacciones de transferencia de protones. Explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. También describe el equilibrio de ionización del agua, el concepto de pH, y los tipos de disoluciones ácidas, básicas y neutras. Por último, analiza la fuerza de ácidos y bases débiles a través de las constantes de disociación y el grado de disociación.
Este documento presenta un resumen sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. También describe las diferencias entre ácidos y bases fuertes y débiles, y conceptos como el pH, pKa, titulaciones ácido-base y soluciones amortiguadoras.
Un ácido de Bronsted es una sustancia que puede donar un protón, mientras que una base de Bronsted puede aceptar un protón. El agua puede actuar como ácido o base dependiendo de la sustancia con la que reaccione. El pH es una medida de la acidez o basicidad de una solución acuosa y se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno.
Este documento resume los conceptos fundamentales de las reacciones ácido-base. Explica las definiciones de ácidos y bases según Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. Describe la autoionización del agua y la escala de pH. Además, introduce las constantes de ionización y fuerza de ácidos y bases, el tratamiento de equilibrios de ionización, la hidrólisis de sales, disoluciones amortiguadoras, indicadores y valoraciones ácido-base. En resumen, provee una visión general completa de los
Este documento define y explica varios tipos de compuestos orgánicos, incluyendo alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes y ésteres. Describe sus estructuras químicas, cómo se nombran y clasifican, y proporciona ejemplos de cada tipo de compuesto.
1. El documento trata sobre las características, teorías y conceptos relacionados con ácidos y bases. 2. Incluye la teoría de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como el equilibrio de ionización del agua, cálculo de pH y pOH, y tipos de electrolitos fuertes y débiles. 3. También aborda fuerza de ácidos, ácidos polipróticos, y cálculos relacionados con concentraciones iónicas en equilibrio químico.
El documento proporciona definiciones de ácidos y bases según diferentes teorías como las de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. Explica la noción de par ácido-base conjugado y cómo se relacionan los ácidos y bases a través de la transferencia de protones. También introduce la escala de pH y diferentes tipos de ácidos como monoprotónicos, diprotónicos y poliprotónicos.
1) El documento describe las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre ácidos y bases. 2) Explica la diferencia entre electrolitos fuertes y débiles y cómo esto afecta la ionización de ácidos y bases. 3) Detalla cómo el pH mide la acidez de una solución y la relación entre pH, pOH y la constante de ionización del agua.
Este documento introduce conceptos fundamentales sobre equilibrio ácido-base. Explica que los ácidos y bases pueden ionizarse en agua, liberando o aceptando protones. Define ácidos y bases débiles y fuertes según su grado de ionización. También presenta ecuaciones para calcular el pH de soluciones de ácidos y bases usando balances de masa y carga.
Este documento describe el proceso de obtención de xilitol a partir del bagazo de caña de azúcar. Incluye una descripción del proceso de hidrólisis ácida del bagazo para obtener un hidrolizado rico en xilosa, la neutralización y purificación de este hidrolizado, y su conversión final a xilitol, un edulcorante no calórico con aplicaciones en la industria alimentaria. También define conceptos clave como bagazo, xilosa, xilitol y describe las ventajas de este proceso de producción
Las soluciones amortiguadoras resisten cambios en el pH cuando se les agregan pequeñas cantidades de ácido o base. Están constituidas por un ácido débil y su sal o una base débil y su sal. El pH de una solución amortiguadora se puede calcular usando la constante de ionización del ácido o base débil o la ecuación de Henderson-Hasselbalch. La hidrólisis ocurre cuando los iones o compuestos iónicos reaccionan con el agua, dando como resultado soluciones ácidas, básicas o neutras
La materia orgánica se deposita en sedimentos ricos en plancton u otros restos vegetales y animales. Esta materia orgánica sufre transformaciones a través de procesos bacterianos y químicos que pueden generar hidrocarburos, especialmente en ambientes anóxicos protegidos de la oxidación. La cantidad y calidad de la materia orgánica original, así como su grado de maduración, controlan el potencial de generación de hidrocarburos.
El documento trata sobre las reacciones ácido-base. Explica las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry sobre la definición de ácidos y bases. También describe cómo se calculan las constantes de acidez y basicidad y cómo éstas permiten determinar la fuerza relativa de los ácidos y bases. Finalmente, incluye tablas con las constantes de algunos ácidos y bases comunes.
Este documento resume diferentes teorías sobre ácidos y bases. Explica que la teoría de Arrhenius define ácidos como sustancias que ceden iones H+ en agua y bases como sustancias que ceden iones OH-. La teoría de Brønsted-Lowry define ácidos y bases en términos de intercambio de protones. También cubre conceptos como pH, soluciones amortiguadoras, hidrólisis y valoración ácido-base.
Este documento presenta el programa de estudios para un curso de preparación para el examen de admisión a la secundaria. El curso abordará temas como el manejo de emociones, razonamiento matemático, habilidades verbales, ciencias naturales, ciencias sociales y aplicación de exámenes de simulación. Se detallan los temas y subtemas de cada área de conocimiento, así como ejemplos de preguntas y respuestas para practicar diferentes modalidades y tipos de preguntas.
Este documento propone una estrategia para concientizar a los estudiantes de quinto grado de una escuela en Colombia sobre la importancia de usar Internet con más frecuencia. La estrategia incluye capacitaciones sobre temas como los usos e importancia de Internet y visitas guiadas a sitios web relevantes, con el fin de motivar a los estudiantes y mejorar su aprendizaje.
20111018 Novedades en el Esquema Nacional de Seguridad (ENS), SOCINFO, octubr...Miguel A. Amutio
El documento presenta las novedades del Esquema Nacional de Seguridad en España, incluyendo la adecuación al ENS, el desarrollo de guías y herramientas de apoyo, y los próximos objetivos como continuar desarrollando guías, actualizar la metodología de análisis de riesgos, y constituir un comité de seguridad de la información. El ENS busca mejorar la seguridad de los servicios electrónicos del gobierno para los ciudadanos.
Este documento trata sobre ética, educación y diversidad. Habla sobre la ética y la moral, la educación comprensiva, el currículo comprensivo, la diversidad educativa y las medidas para atender a la diversidad. Explica conceptos como ética, moral, educación comprensiva, currículo flexible y cómo crear un ambiente inclusivo que valore las diferencias individuales.
La angulación de cámara puede variar entre ángulo normal, picado, contrapicado, cenital, nadir e inclinado. Estos ángulos afectan la perspectiva de la imagen capturada.
La empresa 4Life Research USA busca empresarios para ayudar a distribuir sus productos Transfer Factor a nivel mundial. Los beneficios incluyen comisiones de hasta 64%, cuatro cheques al mes, viajes gratis y crecimiento personal. Los productos Transfer Factor contienen factores inmunológicos naturales que ayudan al sistema inmune a reconocer, responder y recordar amenazas como el cáncer. Los interesados deben comunicarse con Pablo Meoño al 908 338 2111 para obtener más información.
The document discusses three major cities in Germany - Dusseldorf, Munich, and Frankfurt. It includes maps of Germany and photos of landmarks and attractions in each city, such as the New Town Hall in Munich, the English Garden in Munich, and the Deutsches Museum, also in Munich, which features technology and science exhibits. Photos of the skylines and streets of Frankfurt are also presented.
El documento describe aspectos de la cultura Achi, un grupo étnico maya que habita en el departamento de Baja Verapaz en Guatemala. Los municipios donde se habla el idioma Achi son Cubulco, Rabinal, San Miguel Chicaj, Salamá y San Jerónimo. Algunas actividades económicas incluyen la producción de naranjas, artesanías y comercio en mercados. La gastronomía se caracteriza por bebidas como el atol y platillos como el pinol y el bochbol.
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The document discusses the benefits of meditation for reducing stress and anxiety. Regular meditation practice can help calm the mind and body by lowering heart rate and blood pressure. Making meditation a part of a daily routine, even if just 10-15 minutes per day, can have mental and physical health benefits over time by reducing stress levels and promoting relaxation.
Este documento presenta el problema de investigación sobre el sistema de mantenimiento de aviones en Venezuela. Describe que los sistemas de mantenimiento actuales se basan en enfoques tradicionales que no son suficientes para minimizar riesgos. Analiza datos sobre accidentes e incidentes en Venezuela entre 2005-2011. Establece los objetivos de proponer una metodología para unificar criterios en la cultura de mantenimiento enfocada en el Sistema de Gestión de Seguridad Operacional (SMS).
Mit Inkasso ist die Beitreibung offener Forderungen durch einen Dienstleister gemeint. Hier werden Begrifflichkeiten erklärt, eine Übersicht über den typischen Verlauf eines Inkasso-Falls geboten und einige wichtige Hintergrund-Informationen zum Inkassomarkt gegeben.
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 presenta los conceptos fundamentales sobre ácidos y bases. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También describe las características de ácidos y bases, los tipos de electrolitos, y cálculos relacionados con las constantes de acidéz y las concentraciones iónicas en equilibrio.
1. El documento presenta los contenidos de la unidad de ácido-base, incluyendo las características de ácidos y bases, las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, y el equilibrio de ionización del agua.
2. Explica conceptos como pH, pKa, electrolitos fuertes y débiles, y ácidos polipróticos.
3. Incluye ejemplos de cálculos de pH y concentraciones iónicas en equilibrio químico.
Este documento describe las características de los ácidos y las bases, así como algunas definiciones clave relacionadas con ellos. En primer lugar, se describen las propiedades de los ácidos y las bases, como su sabor, corrosividad y efectos sobre indicadores de pH. Luego, se resumen las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre la naturaleza química de los ácidos y las bases. Finalmente, se explican conceptos como el pH, las disoluciones ácidas y básicas, y los
Este documento presenta los conceptos fundamentales sobre ácidos y bases, incluyendo las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. Explica las características de ácidos y bases, el equilibrio de ionización del agua, el cálculo de pH y pOH, y los tipos de electrolitos fuertes y débiles. También cubre cálculos relacionados con equilibrios ácido-base y constantes de acidéz.
Este documento presenta los conceptos fundamentales de las reacciones de transferencia de protones. Expone las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis sobre la definición de ácidos y bases. También describe el equilibrio de ionización del agua, la definición de pH, y los tipos de disoluciones ácidas, básicas y neutras. Finalmente, analiza las características de los electrolitos fuertes y débiles.
Este documento presenta un resumen de las teorías de ácidos y bases, incluyendo las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. También explica conceptos como el equilibrio de ionización del agua, la escala pH, y las características de ácidos y bases fuertes y débiles basadas en sus constantes de acididad y basicidad. El documento proporciona ejemplos para ilustrar estos conceptos teóricos.
es muy buena para aprender quimica como saben es algo que es dificil para muchos y es entendible por eso le traigo este ppt de mi universidad para que puedan aprender quimica asi como yo lo hize mil gracias ala plataforma
Este documento presenta los conceptos fundamentales de la teoría ácido-base. Explica las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis, así como el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También describe las características de ácidos y bases fuertes y débiles, y los cálculos relacionados con las constantes de acididad y las concentraciones iónicas en equilibrio.
El documento trata sobre ácidos y bases. Explica las características de ácidos y bases, las definiciones de ácidos y bases según Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. También cubre temas como la autoionización del agua, la escala de pH, la medida del pH, la fuerza de ácidos y bases y las constantes de ionización, y el cálculo del pH de disoluciones ácidas y básicas.
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.
El documento describe las características y teorías de los ácidos y bases. Los ácidos tienen sabor agrio, son corrosivos y disuelven sustancias, mientras que las bases tienen sabor amargo y son corrosivas. Las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis definen ácidos y bases. La neutralización ocurre cuando un ácido y una base reaccionan para formar agua. El pH mide la acidez o basicidad de una solución.
1) El documento describe las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis sobre los ácidos y bases, así como sus características y reacciones de neutralización. 2) Explica que los ácidos y bases se disocian en iones en disolución acuosa según cada teoría. 3) Las teorías difieren en su definición de ácidos y bases a nivel atómico y molecular.
Este documento presenta los contenidos de un bloque sobre reacciones de transferencia de protones o equilibrios ácido-base. Explica las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry sobre ácidos y bases, así como conceptos como pH, constantes de ionización, equilibrio del agua y tipos de ácidos y bases débiles y fuertes. También cubre temas como neutralización, relaciones entre constantes de ionización y disoluciones amortiguadoras.
Este documento presenta información sobre ácidos y bases, incluyendo sus definiciones según las teorías de Arrhenius, Brønsted-Lowry y Lewis. También describe propiedades características de ácidos y bases, ejemplos comunes, y conceptos clave como el producto iónico del agua, pH y pOH.
1) El documento describe las características y teorías de los ácidos y bases, incluyendo las teorías de Arrhenius, Brönsted-Lowry y Lewis. 2) Explica que los ácidos ceden protones mientras que las bases los aceptan, y que siempre existe un par ácido-base conjugado. 3) También cubre conceptos como el equilibrio de ionización del agua, tipos de disoluciones, y usos de indicadores de pH.
Este documento presenta un resumen de una unidad sobre reacciones de transferencia de protones (ácido-base). Explica las características de ácidos y bases, las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry, la fuerza de ácidos y bases, el equilibrio de ionización del agua y el concepto de pH. También cubre temas como ácidos y bases débiles, disoluciones amortiguadoras, reacciones de hidrólisis y valoraciones de ácido-base.
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 documento habla sobre el pH en soluciones acuosas, definiendo ácidos y bases según Arrhenius y Brönsted-Lowry. Explica que los ácidos y bases fuertes se disocian completamente, mientras que los débiles solo parcialmente.
2. Describe que el pH se calcula en base al logaritmo de la concentración de iones hidrógeno, y que la suma de pH y pOH siempre es 14.
3. Incluye ejemplos numéricos para calcular el pH a partir de la concentración de
Los hidrocarburos alifáticos son compuestos orgánicos saturados que contienen solo enlaces sencillos de carbono-carbono y están formados solo por carbono e hidrógeno. Las reacciones de eliminación crean instauraciones como dobles o triples enlaces al eliminar dos sustituyentes adyacentes, mientras que las reacciones de transposición implican el cambio de posición de átomos o grupos dentro de una molécula.
Una reacción de eliminación es el proceso inverso a una reacción de adición, en la que dos sustituyentes son eliminados de una molécula creando un doble o triple enlace o anillo. Las más importantes ocurren cuando los grupos eliminados son adyacentes, formando alquenos, alquinos o carbonilos. Otras reacciones como transposiciones y tautomerías implican el cambio de posición de átomos o grupos dentro de una molécula.
Los alcanos son hidrocarburos saturados con enlaces simples de carbono-carbono cuya fórmula general es CnH2n+2. Comparten propiedades como ser inflamables y producir dióxido de carbono y agua cuando se queman. Su punto de ebullición y fusión aumentan con el tamaño de la molécula.
Los alquinos son hidrocarburos alifáticos con al menos un triple enlace -C≡C- entre dos átomos de carbono. Son compuestos metaestables debido a la alta energía del triple enlace carbono-carbono. Son insolubles en agua pero solubles en disolventes orgánicos de baja polaridad como ligroína, éter y benceno.
La química orgánica estudia compuestos que contienen carbono. El carbono puede formar múltiples enlaces con otros átomos debido a sus 4 electrones de valencia, lo que le permite formar una gran variedad de moléculas orgánicas. Los compuestos orgánicos se encuentran de forma natural en plantas, animales y otros organismos vivos y cumplen funciones estructurales y metabólicas importantes. Algunos ejemplos importantes son los aminoácidos, proteínas, azúcares y grasas.
La química orgánica estudia compuestos que contienen carbono. Los compuestos orgánicos se encuentran en todos los seres vivos y están formados principalmente por carbono unido a hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros elementos. Las moléculas orgánicas incluyen proteínas, azúcares, grasas y otros compuestos importantes para la vida.
El documento describe diferentes grupos funcionales comunes encontrados en compuestos orgánicos, incluyendo alcoholes, ácidos carboxílicos, aldehídos, cetonas, ésteres, éteres, aminas, amidas, nitros y nitrilos. Para cada grupo funcional, se proporciona su estructura química, método de nomenclatura y ejemplos.
Este documento describe diferentes tipos de compuestos orgánicos como alcanos, alquenos, alquinos y sus propiedades. Explica la nomenclatura IUPAC para nombrar estos compuestos, incluyendo prefijos y sufijos. También cubre conceptos como isomería, grupos funcionales y reacciones químicas comunes como hidrogenación, hidratación y halogenación.
Este documento introduce conceptos fundamentales de química orgánica como grupos funcionales, alcoholes, aldehídos, cetonas, ésteres, anhídridos, éteres, funciones nitrogenadas, alcanos, alquenos, alquinos, isómeros y estereoisomería. Explica las propiedades, nomenclatura y clasificación de estos compuestos orgánicos. También define conceptos clave como isomería, estereoisomería geométrica, óptica y conformacional.
Este documento presenta una introducción a la química orgánica. Explica los diferentes tipos de enlaces químicos como enlaces simples, dobles y triples. También describe los diferentes tipos de átomos de carbono en cadenas carbonadas como primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios. Además, define los grupos funcionales y series homólogas. Finalmente, cubre temas como la formulación y nomenclatura de diferentes compuestos orgánicos como hidrocarburos, compuestos oxigenados y nitrogenados.
La estequiometría estudia las relaciones cuantitativas en las reacciones químicas. Existen leyes ponderales como la conservación de la masa y leyes de proporciones definidas y múltiples. También existen leyes volumétricas como la de Gay-Lussac sobre los volúmenes de gases. Los conceptos clave incluyen el reactivo limitante y el reactivo en exceso. El porcentaje de pureza y rendimiento son medidas importantes.
Este documento resume cuatro importantes leyes ponderales: 1) La ley de conservación de la masa establecida por Lavoisier, que establece que la masa total se conserva en una reacción química. 2) La ley de las proporciones definidas de Proust, que establece que los elementos se combinan siempre en las mismas proporciones de peso. 3) La ley de las proporciones múltiples de Dalton, que establece que los elementos se combinan en proporciones de números enteros sencillos. 4) La ley de
Las leyes de química incluyen la ley de conservación de la masa de Lavoisier, que establece que la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. También incluyen la ley de proporciones definidas de Proust, que establece que los elementos se combinan en proporciones de masa fijas y definidas, y la ley de proporciones múltiples de Dalton, que establece que las masas de elementos que se combinan guardan una relación de números sencillos. Finalmente, la ley de
La ley de conservación de la masa establece que en una reacción química la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Lavoisier formuló esta ley en 1774 al demostrar que la masa de un sistema no cambia antes y después de una reacción química. Proust descubrió en 1808 que los elementos se combinan siempre en las mismas proporciones ponderales para formar un compuesto. Dalton observó en 1808 que los pesos de los elementos que se combinan guardan relaciones expresables por números enteros.
La ley de conservación de la masa establece que la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos en una reacción química. Lavoisier formuló esta ley en 1774 al demostrar que la masa de gases producidos en una combustión era igual a la masa inicial del combustible y el comburente. Proust descubrió en 1808 que los elementos se combinan siempre en las mismas proporciones ponderales para formar un compuesto particular. Dalton propuso en 1808 que los elementos se combinan en proporciones múltiples
Este documento resume las leyes fundamentales de la química propuestas por Lavoisier, Proust, Dalton, Gay-Lussac y Avogadro, incluyendo la ley de conservación de la masa, las leyes de proporciones definidas y múltiples, la ley de volúmenes de combinación, y la hipótesis de Avogadro. También explica conceptos como la fórmula molecular, la masa atómica, el mol y la composición centesimal de los compuestos.
Este documento presenta una introducción a diferentes sistemas de nomenclatura para compuestos inorgánicos, incluyendo la nomenclatura sistemática, de stock y tradicional de la IUPAC. Explica las normas generales para nombrar óxidos, hidruros, ácidos y hidróxidos, incluyendo la valencia de los elementos y las fórmulas químicas correspondientes.
El documento describe 6 experimentos químicos. El Experimento 1-A involucra la mezcla de nitrato de plomo y yoduro de potasio. El Experimento 1-B observa cómo cambian de color diferentes metales. El Experimento 1-C agrega diferentes ácidos a una solución de bicarbonato de sodio. El Experimento 1-D estudia la oxidación de frutas. El Experimento 1-E calienta magnesio y observa la reacción. El Experimento 1-F esparce permanganato de potasio sobre algodón y agrega
1) La nomenclatura química se refiere a las reglas para nombrar elementos, compuestos y reacciones químicas. 2) Existen varios sistemas de nomenclatura como la tradicional, sistemática y Stock. 3) La IUPAC es la autoridad internacional que establece las reglas de nomenclatura actuales.
El documento describe diferentes tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos, incluyendo la nomenclatura sistemática, de stock y tradicional. También explica cómo nombrar óxidos, ácidos, hidruros, hidróxidos y sales a través de estas nomenclaturas.
2. Características
2
ÁCIDOS: BASES:
Tienen sabor agrio. Tiene sabor amargo.
Son corrosivos para la Suaves al tacto pero
piel. corrosivos con la piel.
Enrojecen ciertos Dan color azul a ciertos
colorantes vegetales. colorantes vegetales.
Disuelven sustancias Precipitan sustancias
Atacan a los metales disueltas por ácidos.
desprendiendo H2. Disuelven grasas.
Pierden sus Pierden sus
propiedades al propiedades al
reaccionar con bases. reaccionar con ácidos.
3. Definición de Arrhenius
3
Publica en 1887 su teoría de
“disociación iónica”.
iónica”
Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se
disocian en cationes y aniones.
ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa
disocia cationes H+.
BASE: Sustancia que en disolución acuosa
disocia aniones OH–.
4. Disociación
4
ÁCIDOS:
AH (en disolución acuosa) → A– + H+
Ejemplos:
HCl (en disolución acuosa) → Cl– + H+
H2SO4 (en disolución acuosa) →SO42– + 2 H+
BASES:
BOH (en disolución acuosa) → B + + OH–
Ejemplo:
NaOH (en disolución acuosa) → Na+ + OH–
5. Neutralización
5
Se produce al reaccionar un ácido con una
base por formación de agua:
H+ + OH– —→ H2O
El anión que se disoció del ácido y el catión
que se disoció de la base quedan en
disolución inalterados (sal disociada):
NaOH +HCl —→ H2O + NaCl (Na+ + Cl–)
6. 6
Teoría de Brönsted-Lowry.
ÁCIDOS:
“Sustancia que en disolución cede H+”.
BASES:
“Sustancia que en disolución acepta H+”.
7. Par Ácido/base conjugado
7 Siempre que una sustancia se comporta
como ácido (cede H+) hay otra que se
comporta como base (captura dichos H+).
Cuando un ácido pierde H+ se convierte en
su “base conjugada” y cuando una base
captura H+ se convierte en su “ácido
conjugado”. – H+
ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)
+ H+
+ H+
BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)
– H+
8. Ejemplo de par Ácido/base
8
conjugado
Disociación de un ácido:
HCl (g) + H O (l) → H O+(ac) + Cl– (ac)
2 3
En este caso el H O actúa como base y el HCl
2
al perder el H+ se transforma en Cl– (base
conjugada)
Disociación de una base:
NH (g) + H O (l) NH4+ + OH–
3 2
En este caso el H O actúa como ácido pues
2
cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+
(ácido conjugado)
9. Teoría de Lewis ( )
9
ÁCIDOS:
“Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aceptar un par de electrones y
formar un enlace covalente coordinado”.
BASES:
“Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones para
formar un enlace covalente coordinado”.
10. 10
Teoría de Lewis (Ejemplos)
HCl (g) + H2O (l) → H3O+(ac) + Cl– (ac)
En este caso el HCl es un ácido porque
contiene un átomo (de H) que al disociarse
y quedar como H+ va a aceptar un par de
electrones del H2O formando un enlace
covalente coordinado (H3O+).
NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH–
En este caso el NH3 es una base porque
contiene un átomo (de N) capaz de aportar
un par de electrones en la formación del
enlace covalente coordinado (NH4+).
11. Teoría de Lewis (cont.)
11
De esta manera, sustancias que no tienen
átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden
actuar como ácidos:
AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3
Cl H Cl H
| | | |
Cl–Al + : N–H → Cl–Al←N–H
| | | |
Cl H Cl H
12. Equilibrio de ionización del agua.
12
La experiencia demuestra que el agua tiene
una pequeña conductividad eléctrica lo que
indica que está parcialmente disociado en
iones:
2 H2O (l) H3O+(ac) + OH– (ac)
[H3O+] · [OH–]
Kc = ——————
[H2O]2
Como [H2O] es constante por tratarse de un
Kw = [H3O + ]Kw[= Kc-·][H2O]2
líquido, llamaremos × OH
13. Concepto de pH.
13
El valor de dicho producto iónico del agua es:
KW (25ºC) = 10–14 M2
En el caso del agua pura:
———– –7
[H3O ] = [OH ] = √ 10 M2 = 10 M
+ – –14
Se denomina pH a:
pH de log [H3 O+ ] como [H O+]=10–7
Y para el caso = − agua pura, 3
M:
pH = – log 10–7 = 7
14. Tipos de disoluciones
14
Ácidas: [H3O+] > 10–7 M ⇒ pH < 7
Básicas: [H3O+] < 10–7 M ⇒ pH > 7
Neutras: [H3O+] = 10–7 M ⇒ pH = 7
En todos los casos: Kw = [H3O+] · [OH–]
luego si [H3O+] aumenta (disociación de un
ácido), entonces [OH–] debe disminuir para
que el producto de ambas concentraciones
continúe valiendo 10–14 M2
15. Gráfica de pH en sustancias
15
comunes
ÁCIDO BÁSICO
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Zumo de Leche Agua mar
limón Cerveza Sangre Amoniaco
Agua destilada
16. 16
Concepto de pOH.
A veces se usa este otro concepto, casi
idéntico al de pH:
pOH = − log [OH− ]
Como Kw = [H3O+] · [OH–] = 10–14 M2
Aplicando logaritmos y cambiando el signo
tendríamos:
pH + pOH = 14
para una temperatura de 25ºC.
17. Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es
12,6. ¿Cual será la [OH– ] y el pOH a la
17
temperatura de 25ºC?
pH = – log [H3O+] = 12,6, de donde se deduce
que: [H3O+] = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M
Como Kw = [H3O+] · [OH–] = 10–14 M2
entonces:
KW 10–14 M2
[OH–] = ——— = —————— = 0,04 M
[H3O+] 2,5 · 10–13 M
pOH = – log [OH–] = – log 0,04 M = 1,4
Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4
= 14
18. Problema de
Problema de
Selectividad
Selectividad
Ejercicio A: Una disolución de ácido sulfú-rico
(Marzo 97)
(Marzo 97) tiene una densidad de 1,2 g/ml y una riqueza del
20 % en peso. a) Calcule su concentración
18 expresada en moles/litro y en gramos/litro. b)
Calcule el pH de una disolución preparada
diluyendo mil veces la anterior.
a) ms ms
% = —— x 100 = ——— x 100 ⇒
mdn Vdn x d
ms %xd 20 x 1,2 g
conc (g/L) = —— = —— = ————— = 240 g/L
Vdn 100 10 L x 100
–3
ns ms conc(g/L) 240 g/L
Molaridad = —— = ——— = ———— = ————
Vdn Vdn x Ms Ms 98 g/mol
Molaridad = 2,45 mol/
L
b) pH = –log [H3O+] = –log (2 x 2,45x10–3 M) = 2,35
21. Ejemplo: Justifica porqué el ión HCO3–
actúa como ácido frente al NaOH y como
21 base frente al HCl.
El NaOH proporciona OH– a la disolución:
NaOH (ac) → Na+ + OH–
por lo que HCO3– + OH– CO32– + H2O
es decir, el ión HCO3– actúa como ácido.
El HCl proporciona H+ a la disolución:
HCl (ac) → H+ + Cl–
por lo que HCO3– + H+ H2CO3 (CO2 + H2O)
es decir, el ión HCO3– actúa como base.
base
22. 22 Fuerza de ácidos.
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≈
constante) la fuerza de un ácido HA depende
de la constante de equilibrio:
HA + H2O A– + H3O+
[A–] · [H3O+] [A–] · [H3O+]
Kc = —————— ⇒ Kc · [H2O] = ——————
[HA] · [H2O] [HA]
[ A − ] × [ H3O + ] constante de
K C × [ H 2O ] = = K a ⇐ disociación
[HA] (K acidez)
23. Fuerza de ácidos (cont.).
23
Según el valor de Ka hablaremos de ácidos
fuertes o débiles:
Si Ka > 100 ⇒ El ácido es fuerte y estará
disociado casi en su totalidad.
Si Ka < 1 ⇒ El ácido es débil y estará sólo
parcialmente disociado.
Por ejemplo, el ácido acético (CH3–COOH)
es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M
24. Ácidos polipróticos
Son aquellos que pueden ceder más de un
24
H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico.
Existen pues, tantos equilibrios como H+
disocie:
H2CO3 + H2O HCO3– + H3O+
HCO3– + H2O CO32– + H3O+
[HCO3– ] · [H3O+] [CO32– ] · [H3O+]
Ka1 = ———————— Ka2 = ———————
[H2CO3] [HCO3– ]
Ka1 = 4,5 · 10–7 M Ka2 = 5,7· 10–11 M
La constantes sucesivas siempre van
disminuyendo.
25. Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez
del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 x 10–3,
Ka2 = 6,2 x 10–8 y Ka3 = 2,2 x 10–13, calcular las
concentraciones de los iones H3O+, H2PO4– ,
25
HPO42– y PO43– en una disolución de H3PO4
0,08 M.
Equilibrio 1: H3PO4 + H2O H2PO4– + H3O+
c. in.(mol/l): 0,08 0
0
c. eq.(mol/l): [H0,08 – x x
[H2 PO4 ] × 3O + ]
−
x2
K a1 =
x = = 7,5 × 10 −3 M
[H PO ]
3 4 0,08 − x
[H2 PO4 ] = [H3O + ] = 0,021 M
−
⇒ x = 0,021
26. 26
Equilibrio 2: H2PO4– + H2O HPO42– + H3O+
c. in.(mol/l): 0,021 0
0,021
c. eq.(mol/l): O + ] y ×– y y 0,021
[HPO4 − ] × [H3 0,021 (0,021 + y ) 0,021y
2
+y
Ka2 = −
= ; = 6,2 × 10−8 M
[H2 PO4 ] 0,021 − y 0,021
[HPO4 − ] = 6,2 × 10 −8 M
2
⇒ y = 6,2 x 10–8 M
Equilibrio 3: HPO42– + H2O PO43– + H3O+
c. in.(mol/l): 3O6,2 z × (0,021 + z ) 0,021 0
[H3 PO4 ] × [H + ] x 10
–8
z
=
K a 0,021
2 = ; = 2,2 × 10 −13 M
[HPO4 − ]
2
6,2 × 10 −8 − z 6,2 × 10 −8
c. eq.(mol/l): 6,2 x 10–8– z z 0,021
+z
[PO4 − ] = 6,5 × 10 −19 M
3
27. Fuerza de bases.
27
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O] ≈
constante) la fuerza de una base BOH
depende de la constante de equilibrio:
B + H2O BH+ + OH–
[BH+] x [OH–] [BH+] x [OH–]
Kc = —————— ⇒ Kc x [H2O] = ——————
[B] x [H2O] [B]
[BH + ] × [OH − ]
KC × [H 2 O ] = = Kb ⇐ (K basicidad)
[B ]
28. Fuerza de ácidos y bases (pK)
28
Al igual que el pH se denomina pK a:
pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb
Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb
mayor es la fuerza del ácido o de la base.
Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa
o pKb menor es la fuerza del ácido o de la
base.
29. Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una
disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb
29
(25ºC) = 1,8 · 10–5 M
Equilibrio: NH3 + H2O NH4+ + OH–
conc. in.(mol/l): 0,2 0 0
conc. eq.(mol/l): 0,2 – x x x
[NH4+] x [OH–] x2
Kb = ——————— = ——— = 1,8 x 10–5 M
[NH3] 0,2 – x
De donde se deduce que x = [OH–] = 1,9 x 10–3
M
pOH = – log [OH–] = – log 1,9 x 10–3 = 2,72
30. Relación entre Ka y Kb
30
conjugada
Equilibrio de disociación de un ácido:
HA + H2O A– + H3O+
Reacción de la base conjugada con el agua:
A– + H2O HA + OH–
[A–] x [H3O+] [HA] x [OH–]
Ka = —————— ; Kb = ——————
[HA] [A–]
[A–] x [H3O+] x [HA] x [OH–]
Ka x Kb = ———————————— = KW
[HA] x [A–]
31. Relación entre Ka y Kb
31
conjugada (cont.).
En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW)
significa que:
Si un ácido es fuerte su base conjugada es
débil.
Si un ácido es débil su base conjugada es
fuerte.
A la constante del ácido o base conjugada en
la reacción con el agua se le suele llamar
constante de hidrólisis (Kh).
32. Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos
que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10 M.
32
El HCN es un ácido débil (constante muy
pequeña). Por tanto, su base conjugada, el
CN–, será una base relativamente fuerte. Su
reacción con el agua será:
CN– + H2O HCN + OH–
KW 10–14 M2
Kb = —— = —————— = 2,0 x 10–5 M
Ka 4,9 x 10–10 M
33. Relación entre la constante
33
y el grado de disociación “α”
En la disociación de un ácido o una base
[ A− ] × [H3O + ] cα × cα cα 2
Ka = = =
[HA] c (1 - α ) 1 − α
Igualmente:
cα 2
Kb =
1− α
En el caso de ácidos o bases muy débiles
(Ka/c o Kb/c < 10–4), α se desprecia frente a 1
con lo que: Ka = c α2 (Kb = c α2 )
De donde:
Ka Kb
α= α=
c c
34. Problema de
Problema de
Selectividad
Ejemplo: Una disolución de HBO2 10-2 M
Selectividad
(Marzo 98)
(Marzo 98) tiene un de pH de 5,6. a) Razone si el ácido y su
base conjugada serán fuertes o débiles. b) Calcule la
34 constante de disociación del ácido (Ka). c) Cal-cule, si
es posible, la constante de basicidad del ion borato
(Kb). d) Si 100 ml de esta disolución de HBO2 se
mezclan con 100 ml de una disolución 10-2 M de
hidróxido sódico, ¿qué concentración de la base
conjugada se obtendrá?
a) [H3O+] = 10–pH = 10–5,6 = 2,51 x 10–6 M
α =[H3O+]/c = 2,51 x 10–6 M/ 10-2 M = 2,51 x10–4
lo que significa que está disociado en un
0,025 % luego se trata de un ácido débil. Su
base conjugada, BO2–, será pues,
relativamente fuerte.
b) Ka = c x α2 = 10-2 M x(2,51 x 10–4)2 = 6,3 x 10–10
c) Kb = Kw/Ka = 10–14/ 6,3 x 10–10 = 1,58 x 10–5
35. Problema
Problema
Selectividad
Ejercicio B: En un laboratorio se tienen dos
(Junio 98) matraces,
uno conteniendo 15 ml de HCl cuya
Selectividad
(Junio 98)
concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido
35 etanoico (acético) de concentración 0,05 M
a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué
cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para
que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato:
Ka (ácido etanoico) = 1,8 x 10-5
a) HCl es ácido fuerte luego está totalmente disociado,
por lo que [H3O+] = 0,05 M
pH = –log [H3O+] = –log 0,05 = 1,30
CH3COOH es ácido débil por lo que:
Ka 1,8 ·10-5 M
α = —— = ————— = 0,019
c 0,05 M
[H3O+] = c α = 0,05 M x 0,019 = 9,5 x 10-4 M
pH = –log [H O+] = –log 9,5 x 10-4 = 3,0
36. Problema
Problema
Selectividad
Ejercicio B: En un laboratorio se tienen dos
Selectividad
(Junio 98) matraces,
(Junio 98) uno conteniendo 15 ml de HCl cuya
concentración es 0,05 M y el otro 15 ml de ácido
36 etanoico (acético) de concentración 0,05 M
a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿Qué
cantidad de agua se deberá añadir a la más ácida para
que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Dato:
Ka (ácido etanoico) = 1,8 x 10-5
b) n (H3O+) en HCl = V x Molaridad = 0,015 l x 0,05 M =
= 7,5 x 10-4 mol.
Para que el pH sea 3,0 [H3O+] = 10-3 M que será
también la [HCl] ya que está totalmente disociado.
El volumen en el que deberán estar disueltos estos
moles es:
V = n/Molaridad = 7,5 x 10-4 mol/ 10-3 mol·l-1 = 0,75 litros
37. Hidrólisis de sales
37
Es la reacción de los iones de una sal con
el agua.
Sólo es apreciable cuando estos iones
proceden de un ácido o una base débil:
Hidrólisis ácida (de un catión):
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
Hidrólisis básica (de un anión):
CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–
38. Tipos de hidrólisis.
38
Según procedan el catión y el anión de un
ácido o una base fuerte o débil, las sales se
clasifican en:
Sales procedentes de ácido fuerte y base
fuerte.
Ejemplo: NaCl
Sales procedentes de ácido débil y base
fuerte.
Ejemplo: NaCN
Sales procedentes de ácido fuerte y base
débil.
Ejemplo: NH4Cl
Sales procedentes de ácido débil y base
39. Sales procedentes de ácido
39 fuerte y base fuerte.
Ejemplo: NaCl
NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto
el Na+ que es un ácido muy débil como el Cl–
que es una base muy débil apenas
reaccionan con agua. Es decir los
equilibrios:
Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+
Cl– + H2O HCl + OH–
están muy desplazado hacia la izquierda.
40. Sales procedentes de ácido
débil y base fuerte.
40
Ejemplo: Na CH–COO
+
3
–
SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el
Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona
con agua, pero el
CH3–COO– es una base fuerte y si reacciona
con ésta de forma significativa:
CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–
lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).
41. Sales procedentes de ácido
fuerte y base débil.
41
Ejemplo: NHCl4
SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el
NH4+ es un ácido relativamente fuerte y
reacciona con agua mientras que el Cl– es una
base débil y no lo hace de forma significativa:
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).
42. Sales procedentes de ácido
débil y base débil.
42
Ejemplo: NHCN4
En este caso tanto el catión NH4+ como el anión
CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o
básica según qué ion se hidrolice en mayor
grado.
Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M y
Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la
disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor
que Ka(NH4+)
43. Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M,
calcular el pH y el grado de hidrólisis de una
43
disolución acuosa de NaCN 0,01 M.
La reacción de hidrólisis será:
CN– + H2O HCN + OH–
[HCN] · [OH–] KW
Kh(CN–) = —————— = —————— =
[CN–] 4,0 · 10–10 M
1 · 10–14 M2
Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M
4,0 · 10–10 M
44. Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M,
calcular el pH y el grado de hidrólisis de una
44 disolución acuosa de NaCN 0,01 M.
CN– + H2O HCN + OH–
Conc inin. (M) 0,01 0 0
Conc equil. (M) 0,01(1–α) 0,01 α 0,01 α
[HCN] x [OH–] (0,01 α)2 M2
2,5 · 10–5 M = —————— = ——————
[CN–] 0,01(1–α) M
Despreciando α frente a 1, se obtiene que α =
0,05
KW 10–14 M2
[H3O+] = ——— = —————— = 2,0 x 10–11 M
[OH–] 0,01 M x 0,05
pH = – log [H3O+] = – log 2,0 x 10–11 M = 10,7
45. Ejercicio C: Razone utilizando los
Problema de
Problema de
Selectividad
Selectividad equilibrios
correspondientes, si los pH de las disoluciones que se
(Septiembre 98)
(Septiembre 98)
relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros.
45
a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M;
c) Sulfato amónico
0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
a) Acetato potásico: pH básico, ya que
básico
CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–
por ser el ác. acetico débil, mientras que el
K+ no reacciona con agua por ser el KOH
base fuerte.
b) nitrato sódico: pH neutro, ya que ni el anión
neutro
NO3– ni el catión Na+ reaccionan con agua por
proceder el primero del HNO3 y del NaOH el
46. Ejercicio C: Razone utilizando los
Problema de
Problema de
Selectividad
Selectividad equilibrios
correspondientes, si los pH de las disoluciones que se
(Septiembre 98)
(Septiembre 98)
relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros.
46
a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M;
c) Sulfato amónico
0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M.
c) Sulfato amónico: pH ácido, ya que
ácido
NH4+ + H2O NH3 + H3O+
por ser el amoniaco débil, mientras que el
SO42– no reacciona con agua por ser el H2SO4
ácido fuerte.
d) hidróxido de bario: pH básico pues se trata
de una base fuerte (los hidróxidos de los
metales alcalinos y alcalino-térreos son bases
bastantes fuertes)
47. Disoluciones amortiguadoras
47 (tampón)
Son capaces de mantener el pH después
de añadir pequeñas cantidades tanto de
ácido como de base. Están formadas por:
Disoluciones de ácido débil + sal de dicho
ácido débil con catión neutro:
Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
Disoluciones de base débil + sal de dicha
base débil con anión neutro:
Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
49. Ejemplo: Calcular el pH de una disolución
tampón formada por una concentración
49
0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de
sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M.
El acetato está totalmente disociado:
CH3–COONa → CH3–COO– + Na+
El ácido acético se encuentra en equilibrio
con su base conjugada (acetato):
H2O + CH3–COOH CH3–COO– + H3O+
cin (M) 0,2 0,2 0
ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x
50. Ejemplo: Calcular el pH de una disolución
tampón formada por una concentración
50
0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de
sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 M
[CH3–COO– ] · [H3O+] (0,2+x) · x M2
1,8 · 10–5 M = ————————— = ——————
[CH3–COOH] (0,2 – x) M
De donde se deduce que:
x = [H3O+] = 1,8 · 10–5 M
pH = – log [H3O+] = 4,74
51. Indicadores de pH
53 (ácido- base)
Son sustancias que cambian de color al
pasar de la forma ácida a la básica:
HIn + H2O In– + H3O+
fo rm a á c id a fo rm a bá s ic a
El cambio de color se considera apreciable
cuando [HIn] > 10·[In–] o [HIn]< 1/10·[In–]
[In–] · [H3O+] [HIn]
Ka = —————— ⇒ [ H3O+ ] = Ka · ———
[HIn] [In–]
pH = pKa + log [In–] / [HIn] = pKa ± 1
52. 54
Algunos indicadores de pH
Color forma Color forma Zona de
Indicador
ácida básica viraje (pH)
Violeta de
Amarillo Violeta 0-2
metilo
Rojo Congo Azul Rojo 3-5
Rojo de
Rojo Amarillo 4-6
metilo
Tornasol Rojo Azul 6-8
Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10
53. Valoraciones ácido-base
55
Valorar es medir la
concentración de un
determinado ácido o
base a partir del
análisis volumétrico de
la base o ácido
utilizado en la reacción
de neutralización.
54. Gráfica de valoración de vinagre
56
con NaOH
pH
12
10
8 Zona de viraje fenolftaleína
6
4
2
20 40 60 V NaOH(ml)
55. Valoraciones ácido-base.
57
La neutralización de un ácido/base con una
base/ácido de concentración conocida se
consigue cuando n(OH–) = n(H3O+).
La reacción de neutralización puede
escribirse:
b HaA + a B(OH)b → BaAb + a·b H2O
En realidad, la sal BaAb (aBb+ + bAa–) se
encuentra disociada, por lo que la única
reacción es: H3O+ + OH– → 2 H2O
n(ácido) x a = n(base) x b
56. Simulación
Valoraciones ácido-base
58
Vácido x [ácido] x a = Vbase x [base] x b
Todavía se usa mucho la concentración
expresada como Normalidad:
Normalidad = Molaridad x n (H u OH)
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
En el caso de sales procedentes de ácido o
base débiles debe utilizarse un indicador
que vire al pH de la sal resultante de la
neutralización.
57. Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se
neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de
59 Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?
Vídeo 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
25 ml x 2 M x 3 = 100 ml x M x 2
ácido
De donde:
25 ml x 2 M x 3
Mácido = ——————— = 0,75 M
100 ml x 2
[H2SO4] = 0,75 M
V x N = V x N
ácido ácido bas base (Nbase= 3 x Mbase)
100 ml x N = 25 ml x 6 N
ácido
ácido = 1,5 N ⇒ M = Nácido/2 = 0,75 M
N
ácido
58. Ejemplo: 100 ml de una disolución de H2SO4 se
neutralizan con 25 ml de una disolución 2 M de
60
Al(OH)3 ¿Cuál será la [H2SO4]?
Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir
del cálculo estequiométrico, pues
conocemos
n(Al(OH)3 = V· M = 25 ml · 2 M = 50 mmoles
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 3SO42– +2Al3+ + 6 H2O
3 mol H2SO4 2 mol Al(OH)3
————— = ——————
n(H2SO4) 50 mmoles
n(H SO ) = 75 mmol
2 4
n (H2SO4) 75 mmol
[H2SO4] = ————— = ———— = 0,75 M
V(H2SO4) 100 ml