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    Acido Base

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    Este documento trata sobre el equilibrio ácido-base. Explica que los ácidos ceden iones H+ mientras que las bases ceden iones HO-. Define ácidos y bases fuertes y débiles, y cómo los electrolitos fuertes se disocian completamente mientras que los débiles solo parcialmente. También cubre la autoionización del agua y cómo se calcula y mide el pH.

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    Este documento trata sobre el equilibrio ácido-base. Explica que los ácidos ceden iones H+ mientras que las bases ceden iones HO-. Define ácidos y bases fuertes y débiles, y cómo los electrolitos fuertes se disocian completamente mientras que los débiles solo parcialmente. También cubre la autoionización del agua y cómo se calcula y mide el pH.

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    Química General

    Equilibrio Ácido – Base


    Ácidos y bases de Arrhenius

    • ácido: compuesto capaz de ceder iones H+.


    Ejs.: Arrhenius

    HCl H+ + Cl-

    HNO2 H+ + NO2-

    • base (o álcali): compuesto capaz de ceder HO-.


    •Ejs.:

    NaOH Na+ + HO-


    Un protón solo (H+) no existe por mucho tiempo en
    agua.

    +
    H O H
    Ión hidronio
    H

    Empleamos H+ y H3O+ indistintamente.

    Para abreviar muchas veces se escribe H+ en vez de H3O+.


    Fuerza de ácidos y bases

    Electrolitos fuertes: se disocian totalmente en


    solución acuosa.

    Electrolitos débiles: se disocian parcialmente en


    solución acuosa


    fuertes
    ácidos
    y bases
    débiles
    Concentración antes Concentraciones de equilibrio
    de la disociación después de la disociación

    Ácido fuerte
    disociado

    Ácido débil parcialment


    e
    disociado

    Ácido muy débil


    disociado
    Electrolitos fuertes
    Ejemplos:

    Ácidos fuertes Bases fuertes

    HCl LiOH
    HNO3 NaOH
    H2SO4 KOH
    HBr RbOH
    HI CsOH
    HClO3 Ca(OH)2
    HClO4 Sr(OH)2
    Ba(OH)2
    Electrolitos débiles

    Ejemplos:

    Ácidos débiles Bases débiles

    HF NH3
    HNO2 NH2OH (metilamina)
    HCN C5H5N (piridina)
    HAc*
    HClO

    * CH3COOH
    Ácidos fuertes: en agua se disocian completamente en iones
    HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) KC > 1

    Ácidos débiles: en agua se disocian poco en iones


    HA(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + A-(aq) KC <<1

    Bases fuertes: en agua se disocian completamente en iones


    BOH(aq) B+(aq) + OH-(aq) KC > 1

    Bases débiles: en agua se disocian poco en iones


    BOH(aq) B+(aq) + OH-(aq) KC <<1
    Autoionización del agua

    + +
    H2O(l) H2O(l) H3O+(aq) OH-(aq)

    H2O + H2 O H3O+ + HO-


    ácido 1 base 2 ácido 2 base 1


    K w = H3O +  HO  = 10
    − −14
    (a 25 C)

    H O  = HO  = 10
    3
    + − −7 (SC neutra, o en agua
    destilada)

    Kw: constante del producto iónico del agua



    K w = H3O+  HO  = 10
    − −14
    Concentración

    Solución Solución Solución


    ácida neutra básica
    pH
    Para evitar el uso de exponentes negativos, se
    introdujo una escala mas conveniente (escala de
    pH) para expresar las concentraciones de iones
    hidrogeno. Esta escala se usa para tener una
    medida de acidez de una sustancia ionizada en
    medio acuoso.
    pH ¿Cómo se calcula?

    pH = -log [H+] pH [H+]

    La solución es A 250C
    neutra [H+] = [OH-] [H+] = 1 x 10-7 pH = 7
    ácida [H+] > [OH-] [H+] > 1 x 10-7 pH < 7
    básica [H+] < [OH-] [H+] < 1 x 10-7 pH > 7
    pH y pOH

    pH = -log [H+] pOH = -log [OH-]

    [H+][OH-] = Kw = 1,0 x 10-14 [H+] = [OH−] = 1,0 x 10−7 mol/L

    -log (1,0 x 10−7 mol/L) = 7 -log [H+] – log [OH-] = 14,00

    pH + pOH = 14,00 pH [H+] [OH-]


    pH ¿Cómo se calcula?
    1- Ácido Fuerte: si es un ácido monoprótico, concentración del ácido es igual a la
    concentración de H+, entonces el cálculo es directo usando la definición de pH.
    Ej: HCl 0,1 M

    pH = - log [H+] = - log [0.1] = 1

    2- Base Fuerte: para una base con un solo OH-, se puede calcular primero el
    pOH y luego por diferencia en pH.
    Ej: NaOH 0,1 M

    pOH = - log [OH-] = - log [0.1] = 1 → pH = 14 – pOH = 14 – 1 = 13

    3- Acido o base débil: se calcula a partir de la expresión de la K del equilibrio


    correspondiente:
    Ej: HNO2 0,1 M Ka = 4,5x10-4
    [NO2− ] [H+ ]
    HNO2 H+ + NO2- Ka =
    [HNO2 ]
    ¿Cómo se mide el pH de una solución?

    Papel o tiras indicadores pH- ímetro

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