resumen reacciones Ácido – base

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Unidad I: Reacciones Ácido – Base.

• Concepto ácido – base.

• Teorías ácido - base.

• Fuerza relativa ácido - base.

• Propiedades ácido – base del agua.

• Estequiometría.

• pH.

• Titulación.

• Disoluciones amortiguadas.

• Aplicaciones.

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Concepto ácido – base.

• Desde los inicios de la química experimental, los científicos han reconocido a los ácidos o las bases por sus propiedades características.

• Muchos ácidos y bases son sustancias industriales y caseras, y algunos son componentes importantes de los fluidos biológicos. Por ejemplo, el ácido clorhídrico no sólo es un compuesto industrial importante, sino también el principal constituyente del jugo gástrico del estómago.

• La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases.

• Las ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran los ácidos como dadores de protones y las bases como aceptoras.

• Los procesos en los que interviene un ácido interviene también su base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón cedido por el ácido.

• Tales procesos se denominan reacciones ácido-base.


• Antes de que se conociera el comportamiento a nivel molecular de este tipo desustancias, se reconocían por sus propiedades características.

• Esta idea de definir el concepto de ácido y de base indicando cómo ha de comportarse químicamente una sustancia para que pueda considerarse como miembro de una u otra familia de compuestos fue introducida por Boyle en 1663.

• Posteriormente un conocimiento más preciso de las fórmulas químicas llevó a algunos investigadores, como Justus von Liebig (1803 – 1873), a definir los ácidos por su composición molecular.

• Sin embargo, la vieja idea de Boyle, aunque transformada con las sucesivas definiciones de ácidos y bases, sigue aún en pie.

• Lavoisier (finales del siglo XVIII) propuso la primera teoría de ácidos: "el oxígeno es el principio acidificante, ya que convierte a elementos como C, N y S en los ácidos carbónico, nítrico o sulfúrico respectivamente.

• Sin embargo. Davy, a principios del siglo XIX demostró que el HC1, HBr HCN, etceran ácidos y no contenían oxígeno.

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• Gay Lussac (1814) llegó a la conclusión de que era el hidrógeno y no el oxígeno el principio acidificante y la sustancia común a todas las sustancias que manifestaban propiedades ácidas.

• Gay Lussac llegó a la conclusión también de que los ácidos y las bases no pueden definirse sino en relación mutua.

• Liebig (1938) extendió la idea a los ácidos orgánicos, añadiendo la observación de que el hidrógeno de los ácidos podría ser sustituido por metales y se aceptó esta definición para los ácidos.

• Las bases se consideraron como sustancias que al reaccionar con ácidos formaban sales, pero sin ninguna teoría que relacionase la función base con un elemento o grupo.

• Posteriormente se plantearon otras teorías que veremos más en detalle: Teoría de Arrehnius, Teoría de Brónsted-Lowry, y Teoría de Lewis


• Antes de que se conociera el comportamiento a nivel molecular de este tipo desustancias, se reconocían por sus propiedades características.

• Esta idea de definir el concepto de ácido y de base indicando cómo ha de comportarse químicamente una sustancia para que pueda considerarse como miembro de una u otra familia de compuestos fue introducida por Boyle en 1663.

• Posteriormente un conocimiento más preciso de las fórmulas químicas llevó a algunos investigadores, como Justus von Liebig (1803 – 1873), a definir los ácidos por su composición molecular.

• Sin embargo, la vieja idea de Boyle, aunque transformada con las sucesivas definiciones de ácidos y bases, sigue aún en pie.

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• Las disoluciones acuosas de los ácidos:

� tienen sabor agrio.

� conducen la comente eléctrica, es decir, son electrolitos.

� enrojecen determinados pigmentos vegetales, como la tintura del tornasol o decoloran el repollo morado.

� reaccionan con algunos metales como el magnesio y el zinc liberando hidrógeno gaseoso (H2).

� reaccionan con las bases formando sustancias de propiedades diferentes, las bases.

� Producen efervescencia al reaccionar con carbonatos.

� Desprenden gas hidrógeno cuando reaccionan en disolución con cinc o con algunos otros metales.


• Las disoluciones acuosas de las bases:

� Las bases, también llamadas álcalis, en árabe, al-kali significa cenizas vegetales, fueron caracterizadas, en un principio, por oposición a los ácidos.

� tienen sabor amargo y son jabonosas al tacto.

� conducen la comente eléctrica, es decir, son electrolitos.

� en contacto con el papel tornasol se toma azul.

� reaccionan con los ácidos formando sustancias de propiedades diferente, las sales.

� precipitan el azufre en disoluciones de este elemento.

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Teorías ácido - base.Teoría de Arrhenius

• En 1887, Svante Arrhenius (1859-1927) postuló su teoría de la disociación electrolítica, la cual planteaba que existen sustancias que manifiestan sus propiedades químicas y su conductividad eléctrica en disoluciones acuosas.

• Por ejemplo las sales, al disolverse en agua pueden descomponerse en sus iones, lo que les permite ser conductores eléctricos.

• A estas sustancias se les llama electrolitos• Según Arrhenius, un ACIDO es una sustancia que al disolverse en agua se

disocia produciendo iones H+ y el correspondiente anión. Igualmente, una BASE, es una sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones OH- y el correspondiente catión metálico.

• Esta teoría es muy limitada pues no explica el carácter básico de muchas sustancias que no poseen grupos OH- en sus fórmulas. Y por otra parte, el concepto ácido - base, se encuentra unido al de disoluciones en agua, mientras que existen reacciones ácido - base que se verifican en otros medios. (gaseoso)

Teorías ácido - base.Teoría de Arrhenius

Ácidos

• Sustancias que en disolución acuosa producen iones hidrógeno, también llamados protones (H+).

• Ecuación general:

• HA (ac) � H+(ac) + A-

(ac)

• Ejemplo: disociación del ácido Clorhídrico

• HCl (ac) � H + (ac) + Cl- (ac)

Bases

• Sustancias que en disolución acuosa producen iones hidroxilo (OH-).

• Ecuación general:

• M(OH)n (ac) � Mn+(ac) + n 0H-

(ac)

• Ejemplo: disociación del hidróxido de sodio.

• Na(OH) (ac) � Na + (ac) + OH-(ac)

Teoría de la disociación electrolítica.

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Teorías ácido - base.Teoría de Bronsted-Lowry

• La teoría de Arrhenius presenta algunas complicaciones, entre ellas:

• no poder explicar el comportamiento de algunas bases, como el amoníaco, ni de ciertos iones como el ion bicarbonato

• limita las reacciones ácido-base a disoluciones acuosas y omite las reacciones que se producen en fase gaseosa.

• Esta razón llevó a Johannes Brònsted (1879-1947) y Thomas Lowry(1874-1936) a postular una teoría más general, la cual podía ser aplicada a todos los ácidos y bases, llamada teoría protónica.

• Esta postula que un ácido es toda sustancia capaz de ceder protones y una base es toda sustancia capaz de captarlos.

• Por lo que las reacciones entre ácidos y bases se pueden considerar como reacciones de transferencia de protones.


Acidos y bases conjugados.

• La teoría de Brónsied y Lowry establece que los ácidos es una sustancia que dona o cede protones y una base es una sustancia que acepta protones . De acuerdo con esto:

• los ácidos, al ceder el protón, originan una base conjugada, es decir, una especie capaz de aceptar el protón y volver a generar el ácido inicial.

• las bases, al aceptar un protón, forjan un ácido conjugado, el cual puede donar el protón, volviendo a originar la base inicial.

• Así, por ejemplo la ecuación general para el par conjugado ácido-base para amoníaco en agua será:

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Ácidos

• Ejemplo: disolución de ácido flourhídrico en agua.

• HF + H2O � H3O+ + F –• Ácido Base Acido Base • Conjugado Conjugada

Bases

• Ejemplo: disolución del amoníaco en agua.

• NH3 + H2O � NH4+ + OH –

• base Ácido Acido Base Base• Conjugado Conjugada

Pares conjugados ácido - base.

Teorías ácido - base.Teória de Lewis.

• Al no cumplirse la teoría de Brónsed - Lowry para todos los compuestos, GilbertLewis (1875 - 1946) propuso una nueva teoría basada en la estructura electrónica.

• Esta teoría plantea que un ácido es todo átomo, molécula o ion capaz de aceptar un par de electrones para formar una unión covalente.

• Una base es todo átomo, molécula o ion capaz de ceder un par de electrones para formar una unión covalente.

• De este modo, un H+ será un ácido de Lewis, ya que su estructura permite aceptar un par de electrones, mientras que el amoníaco será una base de Lewis, pues en la capa de valencia del nitrógeno existe un par de electrones sin compartir

• ácido de Lewis base de Lewis

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• Para que una sustancia sea un receptor de protones (actué como base según Bronsted-Lowry), debe tener un par de electrones no compartido para enlazar elprotón. Por ejemplo, el NH3 actúa como receptor de protones según Bronsted-Lowry:


• Según la Teória de Lewis , el NH3 actúa como receptor de protones. Empleando estructuras de Lewis, la reacción entre H+ y NH3 se escribe como sigue:

• La definición de Lewis, por consiguiente, incrementa considerablemente el número de especies que se pueden considerar como ácidos; H+ es un ácido de Lewis, pero no el único.

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• Por ejemplo, considérese la reacción entre NH3 y BF3. Esta reacción se lleva a cabo porque el BF33 tiene un orbital vacío en su capa de valencia.) En consecuencia, actúa como receptor de pares de electrones (ácido de Lewis) hacia el NH3, que dona un par electrónico:


• Por ejemplo, considérese la reacción entre NH3 y BF3. Esta reacción se lleva a cabo porque el BF3 tiene un orbital vacío en su capa de valencia. (Sección 8.7) Enconsecuencia, actúa como receptor de pares de electrones (ácido de Lewis) hacia el NH3, que dona un par electrónico:

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Fuerza relativa ácido - base.

• No todos los ácidos ni todas las bases se comportan de la misma manera. Hay ácidos y bases fuertes como también ácidos y bases débiles. Depende de su capacidad de ionizarse completamente en agua,(o de su capacidad para donar o aceptar protones).

• Tanto los ácidos y bases fuertes son electrolitos fuertes, tienen la capacidad de ionizarse completamente en agua.

• Por ejemplo, el HCI(g) es un ácido fuerte, porque en agua se ioniza totalmente generando iones H3O+ y Cl-.

• HCI(g)+H20 � H3O+(ac) + Cl-(ac)


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Fuerza relativa ácido - base.Constante de disociación o ionización o Constantes de acidez y basicidad.

• La mayoría de los ácidos y bases son electrolitos débiles. Por lo tanto, al disolverse en agua solo se ionizan parcialmente, llegando a un equilibrio.

• A la constante de equilibrio de los ácidos y las bases se le conoce como constante de disociación. Esta se establece ya que las disoluciones ácidas y básicas se consideran sistemas en equilibrio.

• La constante de disociación para las disoluciones ácidas se expresa como Ka y las de las disoluciones básicas, Kb


• Por ejemplo, una solución acuosa de ácido nitroso contiene moléculas (HN02 y H2O) e iones (H3O+ y NO2-), lo que se representa por la ecuación:

• HNO2 + H2O < === > H3O+ + NO2-

• Según la ecuación anterior, se establece un equilibrio que se caracteriza por una constante de equilibrio, Ka

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• De la misma manera se puede caracterizar una base débil por la constante Kb,. Por ejemplo, una solución acuosa de amoníaco contiene moléculas (NH3 y H2O) e iones (NH4+ y OH-), lo que se representa por la ecuación:

• NH3 + H20 < === > NH4 + + OH -

• Donde K. está dada por:


• Sí los valores de Kd y Kb son mayores a 1, significa que las disoluciones presentan un alto grado de disociación.

• En las disoluciones de ácidos y bases fuertes, Ka y Kb son > 1, por lo que el equilibrio se desplazará hacia la derecha.

• En cambio, para ácidos y bases débiles, Ka y Kb y son bajas.

• Ka y Kb no son aplicables en ácidos y bases fuertes, ya que la constarte tiende a infinito.

• Ka = 1 / Kb

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• La fuerza relativa de las especies en los productos es el opuesto a lasespecies presentes en los reactantes, es decir, los ácidos o bases fuertesproducen ácidos o bases débiles.


• Tabla. Constantes de ionización de algunos ácidos d ébiles a 25 °C.

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• Tabla. Constantes de ionización de algunos bases dé biles a 25 °C.

Propiedades ácido – base del agua

• Carácter anfótero del agua: El agua puede actuar tanto como ácido o como base; esto dependerá del medio en que se encuentre.

• Se comportará como base al reaccionar con ácidos como el ácido clorhídrico (HCI) y ácido acético (CH3COOH); y como ácido, al reaccionar con bases como el amoniaco (NH3)

• A los compuestos que se comportan de esta manera se les llama anfóteros.

• Equilibrio iónico del agua: El agua en estado puro se autoioniza en una pequeña cantidad, generando iones hidronio (H3O+) e iones hidroxilo (OH-), según:

• H2O (l) + H2O (l) < === > H3O+ (ac) + OH- (ac)

• Siendo la ecuación simplificada: H20 < === > H + + OH -

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• De esta ecuación se puede establecer la constante de equilibrio para la ionización del agua

• La concentración del agua [H2Ol se considera constante al comparar la concentración del agua pura sin disociar con la parle ionizada, quedando:


• La constante Kw se llama constante del producto iónico del agua y representa elproducto de las concentraciones molares de los iones H3O+ y OH-, a una determinada temperatura. En forma abreviada, esta constante se puede expresar como :

• A 25 °C, la constante Kw vale 1,0 • 10-14 Según la ecuación de autoionización, en el agua pura las concentraciones de H3O+ y OH- deben ser iguales. Por lo tanto, se pueden determinar dichas concentraciones de la siguiente manera:

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• Pero como [H3O+] = [H+] = [OH-]

• Entonces Kw = [H3O+]·[OH-] = [OH-] ·[OH-] = [H+] ·[H+] =1,0 • 10-14

• Es decir Kw = [OH-] 2 = [H+] 2 = 1,0 • 10-14

• Y por lo tanto [OH-] = [H+] =


• Como consecuencia de la igualdad de concentraciones de iones hidronio e hidroxilo, el agua si está pura es neutra.

• Sin embargo, en una solución ácida hay más iones H3O+ que OH-.

• En cambio, en una solución básica hay mayor número de iones OH- que H3O+.

• Mediante la expresión del producto iónico del agua, puedes calcular las concentraciones de estos iones.

• Por ejemplo, si en una solución [H3O+] = 1,0 • 10-3 mol/L, se puede determinar la concentración de OH-.

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Propiedades ácido – base del aguaDisoluciones ácidas, básicas y neutras

De acuerdo a las concentraciones de [H+] y [OH-], las disoluciones pueden ser ácidas, básicas o neutras.

• ■ Una disolución ácida será aquella que tenga una mayor concentración de H+ en comparación con OH-.

• [H+] > [OH-] [H+] > 1,0 x 10-7 M

• ■ Una disolución básica será aquella que tenga una mayor concentración de OH- en comparación con H+

• [H+] < [OH-] [H+]< 1,0 x 10-7 M

• ■ Una disolución neutra será aquella que presente igual concentración de H+ y OH-.

• [H+] = [OH-] [H+] = [OH-]= 1,0 x 10-7 M

Propiedades ácido – base del aguaEjercicios.

• A partir de la relación que se establece entre [H+] y [OH-]. se puede conocer la concentración de cualquier ion y definir qué tipo de disolución es. Por ejemplo, si se quiere determinar [OH-] para una disolución cuya concentración de H+ es de 2,0 x 10-4 M:

• Kw = [H+] [OH-] se despeja la incógnita

• [OH-] = Kw se remplazan los valores• [H+]

• [OH-] = 1,0 x 10-14= 5,0 x 10-11 M

• 2,0 x 10-4

• Del valor se concluye que. como [H+] > [OH-], la disolución es ácida.

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Propiedades ácido – base del agua.Ejercicios.

• Calcular la [H+] de una disolución cuya [OH-] = 3,0 x 10-5. Determinar si es acida, básica o neutra.

• Despegando [H+| de la expresión Kw = [H+] [OH-]

• queda: [H+l = Kw

• [OH-]

• Se remplazan los valores

• [H+] = 1,0 x 10-14

• 3,0 x 10-5

• [H+] = 3,33x10-10 M

• Del valor se concluye que, como [H+] < [OH-] , la disolución es básica.

Estequiometría.

• La estequiometria establece relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos de una reacción química.

• Para conocer la información entregada por una ecuación química, se pueden seguir 4 pasos:

• ■ Primero: se debe escribir la ecuación química balanceada.

• ■ Segundo; se deben establecer relaciones derivadas de los Indicesestequiométricos entre los moles de los reactivos y los productos.

• ■ Tercero: se establecen relaciones entre las masas o volúmenes (en caso de ser gases) de las sustancias correspondientes.

• ■ Cuarto; se determinan las cantidades desconocidas de acuerdo a los datos.

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Estequiometría.

• Por ejemplo, al analizar la información entregada por a ecuación de combustión del octano, se tiene:

• Análisis estequiomético .

• Ecuación química C8H18 + O2 � CO2 + H2O

• Ecuación química equilibrada 2 C8H18 + 25 O2 � 16 CO2 + 18 H2O

• Moléculas 2 25 16 18

• Cantidad de materia (mol) 2 25 16 18

• Masa (g) 228 800 704 324

• Ley de conservación de la masa 1.028 g 1.028 g

Estequiometría.

• Por lo tanto, las relaciones estequiométricas son:

• ■ 2 moléculas de C8H18, reaccionan con 25 moléculas de O2 para formar 16 moléculas C02 y 18 moléculas de H20.

• ■ 2 mol de C8H18, reaccionan con 25 mol de O2 pnra formar 16 molde C02 y 18 mol de H20.

• ■ 228 g de C8H18, reaccionan con 800 g de O2 para formar 704 g deC02 y 324 de H20.

• ■ Se cumple con la ley de conservación de la masa, ya que en los reactantes hay 1.028 g, al igual que en los productos.

• Por lo tanto. 228 g de C8H18, reaccionan con 800 g de O2 , para formar 704 g de C02y 324 g de H20.

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Concepto de pH.

• La definición de pH solo se estableció como una maneta de simplificar el trabajo con números tan pequeños como eran los valores de las concentraciones de las disoluciones acuosas.

• En 1909, Soren P. Sörensen (1868-1939) definió el pH de una disolución como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno (H+). Siendo la expresión matemática:

• pH = - log [H+]

• Así para las distintas disoluciones se tiene que:

• Disolución ácida: [H+] > 1 x 10-7 M, pH < 7

• Disolución neutra: [H+] = 1 x 10-7 M, pH = 7

• Disolución básica: [H+] < 1 x 10-7 M, pH > 7

• De la misma forma, se define la expresión de pOH como:

• pOH = - log [OH-]

Concepto de pH.

• Escala de pH: El rango de la escala de pH va desde 0 hasta 14 en disolución acuosa.

• Se trata de una escala logarítmica de base 10, variando en una unidad por cada potencia de 10. Al observar la escala de pH se puede apreciar que al aumentar la concentración de iones hidrogeno, el pH disminuye.

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Concepto de pH.

• 1 Calcular el pH de una disolución cuya [OH-] = 1,0 x10-9M.

• Como la expresión de pH es pH = - log [H+], primero se debe calcular: [H+].

• [H+] [OH-] = 1,0x10-14

• [H+] = 1,0x10-14 = 1,0x10-14

• [OH-] 1,0 x10-9M

• [H+] = 1,0 x10-5M

• pH = -log [H+]

• pH = - log 1,0 x 10-5

• pH = 5 La disolución es ácida.

Concepto de pH.

• 2 Calcular la concentración de [OH-] para una disolución cuyo pH es 12.

• De la expresión pH = - log [H+], se calcula [H+].

• [H+] = antilog – pH

• [H+] = antilog – 12

• [H+] = 12

• [H+] = 1.0x10-12 M. Entonces

• [H+] [OH-] = 1,0x10 -14

• [OH-] = 1,0x10-14 = 1,0 x10-14

• [H+] 1,0 x10-12 M

• [OH-] =1. 0 x 10-2 M

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Neutralización.

• Se llama neutralización a la reacción que se produce entre disoluciones ácidas y básicas

• Todas estas reacciones dan como producto una sal y agua.

• La ecuación general que representa este tipo de reacción es:

•

• Por ejemplo, la reacción de neutralización que se produce entre el ácido nítrico (HN03) y el hidróxido de potasio (KOH) es:

• HN03 + KOH � KN03 + H20

• ácido base sal agua

• Como se puede observar en la reacción, la sal se forma entre el anión (N03-) del ácido y el catión de la base (K+),

ácido + base � sal + agua

Neutralización.

• 1 Completar la siguiente reacción de neutralización:

• H2S04 + 2 NaOH �

• Se forma la sal uniendo el anión (SO4-2) del ácido con 2 cationes (Na+) de la base,

más 2 moléculas de agua.

• H2S04 + 2 NaOH � NaS04 + 2 H2O

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Titulación.Indicador ácido-base

• Un indicador ácido-base es una sustancia que presenta colores muydiferentes a los medios ácidos y básicos.

• El pH de una disolución se puede medir a través de:

• ■ un pigmento vegetal, como el que contiene el repollo morado o las tiras de papel tornasol, ios cuales, en medio ácido, tornan la disolución a color rojo; y, en medio básico, a color azul.

• ■ mediante aparatos llamados pH-metros, basado en métodos electroquímicos, que miden el pH directamente con gran rapidez y exactitud.

• ■ mediante indicadores que determinan el pH solo en forma aproximada, por ejemplo, el indicador universal o papel pH. En otros casos, son disoluciones diluidas, como la fenolftaleina o el azul de bromotimol.

Titulación.ó Valorización acido base.

• La titulación o valoración ácido-base es un método de análisis químico que permite determinar la concentración de una disolución ácida o básica desconocida, mediante una neutralización controlada.

• Para realizar el procedimiento experimental, se debe colocar en un matraz Erlenmeyer un volumen determinado de la disolución desconocida. es decir, disolución problema.

• Desde una bureta se deja caer gota a gota la disolución patrón, es decir, la disolución de concentración conocida, hasta llegar al punto de equivalencia, que es el punto donde no queda ácido ni base libre en la muestra.

• Para determinar en qué momento se llega al punto de equivalencia,antes de iniciar la titulación se deben agregar unas gotas de indicador,que generalmente es fenolftaleína.

• En el momento en que se aprecia un cambio de color del indicador, se ha llegado al punto final.

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• La expresión para calcular la concentración de la disolución problema es:

•

• Donde:

• Ma = concentración molar de la disolución problema.

• Va = volumen de la disolución problema.

• Mb = concentración molar de la disolución patrón.

• Vb = volumen de la disolución patrón.

Ma x Va = Mb x Vb


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Disoluciones amortiguadas.

• Disoluciones reguladoras:

• Las disoluciones reguladoras, también llamadas tampón tienen la cualidad de mantener su pH prácticamente constante, aun cuando se diluyan o se agreguen cantidades moderadas de ácidos o bases.

• Estas disoluciones están formadas por:

• ■ un ácido débil y una sal que contiene su base conjugada.

• Por ejemplo: CH3COOH CH3COONa• ácido acético acetato de sodio

• ■ una base débil y una sal que contiene su ácido conjugado.•

Por ejemplo: NH3 NH4CI• amoníaco cloruro de amonio


• Regulación del pH:

• Si se tiene una disolución formada por un ácido débil y una sal que contiene su base conjugada, y a esta se le añade una pequeña cantidad de ácido, la concentración de H30+ aumenta. Por ejemplo.

• El ácido acético es un ácido débil que se disocia parcialmente:

• CH3COOH + H2O < === > CH3COO- + H30+

• El acetato de sodio es un electrolito fuerte que se disocia totalmente:

• CH3COONa + H20 < === > CH3COO- + Na+

• La constante de equilibrio para el ácido será:

• Ka = [CH3COO-] [H3O+] • [CH3COOH]

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• Ka = [CH3COO-] [H3O+]

• [CH3COOH]

• Si se agrega HCl ácido fuerte aumenta la concentración de H3O+ bajando la relación

• [CH3COO-]

• [CH3COOH] reacción 1 � aumentando el ácido acético.

• Si se agrega NaOH una base fuerte disminuye la concentración de H3O+, aumentando la relación

• [CH3COO-]

• [CH3COOH] reacción 1 � disminuyendo el ácido acético.

resumen reacciones Ácido – base

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