ÁCIDO BASE

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ÁCIDO BASE Unidad Nº 14 de Química - Ciencias Básicas Plan Común TEMAS 1. Ácidos 2. Teoría de Arrhenius 3. Teoría De Lowry-Brönsted 4. Medida de Acidez y Alcalinidad 5. Medida de Alcalinidad 6. Neutralización 1. Ácidos Los ácidos son sustancias que presentan las siguientes características: Se comportan como electrolitos, es decir, conforman soluciones conductoras de electricidad. Ello se debe a la disociación iónica de las moléculas, que genera iones en solución. Ejemplo:                    HI  ®  H+ + I- Al hacerlos reaccionar con un metal, se desprende hidrógeno gaseoso. Ejemplo: Mg + 2HCl ® H2(g) + Mg+2 + 2Cl-  Al reaccionar con una base, pierden sus propiedades anteriores, debido a su neutralización. Tienen sabor agrio. Tiñen de rojo el papel tornasol azul. Bases Las bases son sustancias que presentan las siguientes características: Son sustancias que se comportan como electrolitos al igual que los ácidos, aunque los iones que forman obviamente son diferentes. Ejemplo: NaOH ® Na+ + OH- Tiñen de azul el papel tornasol rojo. Al reaccionar con un ácido, pierde sus propiedades anteriores, ya que se neutralizan. Tienen una sensación jabonosa al tacto. Sales Estas sustancias son consideradas electrolitos, por lo tanto, son capaces de disociarse cuando están en solución. Hay sales que pueden presentar carácter ácido o básico. Ejemplo: NaCl  ® Na(aq)+ + Cl(aq)–     |Regresar a Temas| 2. Teoría de Arrhenius Ácido Es aquella entidad que, en solución acuosa, libera iones hidrógeno al medio (H+). Ejemplo: -     HCl   «   H+ + Cl- -     H2SO4   «   2H+ + SO4-2 -     HNO3   «   H+ + NO3- Base Es aquella entidad que, en solución acuosa, libera iones hidroxilo al medio (OH-). Ejemplo: -  LiOH   «   Li+ + OH- -  Al(OH)3   «   Al+3 + 3 OH- -  Sn(OH)4   «   Sn+4 + 4 OH-   |Regresar a Temas| 3. Teoría De Lowry-Brönsted Ácido Es aquella entidad que puede ceder iones hidrógeno al medio (no necesariamente agua). Ejemplo: -   HBr   «   H+ + Br- -   NH4+   «   NH3 + H+ -   H3PO4   «   3 H+ + PO4-3 Base Es aquella entidad que puede captar o aceptar iones hidrógeno del medio. Ejemplo: -   HS- + H+   «   H2S -   HPO4-2 + H+   «   H2PO4- -   HCO3- + H+   «   H2CO3 Para esta teoría, se establece lo siguiente: Cada ácido podrá generar una base y cada base, más el ión hidrógeno, establecerá un ácido. Es decir, Ácido « Base + ión Hidrógeno (H+) A su vez, se propone el término “conjugado de”, es decir, cada ácido y cada base tendrán su respectivo conjugado. Entonces, para la disociación de un ácido, se tiene: Ácido « Base Conjugada + H+ Ejemplo: HF « H+ + F- En este caso, el HF es el ácido y el anión fluoruro (F-) es la base conjugada del ácido fluorhídrico. Para una base, se tiene: Base + H+ « Ácido Conjugado Ejemplo: CO3-2 + H+ « HCO3– En este caso, el anión carbonato (CO3-2) es la base y el anión bicarbonato (HCO3–) es el ácido conjugado.   |Regresar a Temas| 4. Medida de Acidez y Alcalinidad En general, es posible medir la acidez o basicidad de una entidad, en función de la concentración molar de una solución. El término utilizado para realizar esta medición es el pH, que es una escala propuesta por el investigador Sörensen. El rango de medición que tiene dicha escala varía entre 0 y 14 y se define a través del logaritmo de la concentración del ión hidrógeno. En consecuencia, por definición, el pH corresponde a la concentración de protones que libera un ácido al medio, ya sea por disociación total o parcial de éste. Entonces, pH = -log [ H+ ] Veamos un ejemplo - Determine el pH de una solución de HNO3 que tiene una concentración 0,01 M. Solución: Disociación     :       HNO3     ?     H(aq)+    +   NO3(aq)- Concentración :      0,01M          0,01M          0,01M                     pH = -log [H+]                     pH = -log (0,01)                     pH = -log (10-2)                     pH = - (-2) log 10                     pH = 2 Como el valor del pH es 2, se concluye que es una solución ácida. |Regresar a Temas| 5. Medida de Alcalinidad Esta medida se calcula a través del pOH, que corresponde a la concentración de iones hidroxilo que libera una base al medio, ya sea por disociación total o parcial de ésta. Entonces, pOH = -log [ OH-] Ahora bien, dado que la escala de medición tiene un límite superior en 14, podemos establecer la siguiente relación: pH + pOH = 14 Veamos un ejemplo - Determine el pH de una solución de NaOH que tiene una concentración 0,1 M. Solución: Disociación      :    NaOH   ?   Na+    +  OH- Concentración  :    0,1M         0,1M      0,1M                      pOH = -log [OH-]                      pOH = -log 0,1 = -log 10-1 = - (-1) log 10                      pOH = 1 Como el valor de pOH es igual a 1, por diferencia se obtiene un valor de pH = 13. Por lo tanto, ésta es una solución básica. |Regresar a Temas| 6. Neutralización La neutralización corresponde a la reacción equivalente entre un ácido y una base, en la que se genera una sal y se libera agua. Dado que es una reacción de equivalencia, el pH resultante es neutro, es decir, tiene un valor igual a 7. Ahora bien, para que ocurra la neutralización, debe reaccionar el mismo número de moles de ácido y de base, con lo que se cumple la siguiente relación: C1 x V1 = C2 x V2 Donde C es la concentración y V el volumen de cada una de las especies, es decir, del ácido y de la base. Veamos un ejemplo - Se dispone de 100 ml de HNO3 0,4M para neutralizar 25 ml de KOH 0,2 M. ¿Qué volumen de ácido se debe agregar para neutralizar totalmente a la base? Solución:     C1 x V1 = C2 x V2 0,4M X V1 = 0,2M X 25ml           V1 = 5/0,4           V1 = 12,5 ml de ácido En consecuencia, sólo se necesitan 12,5 ml del ácido para neutralizar completamente a la base.   |Regresar a Temas|

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Última modificación: viernes, 18 de abril de 2008, 17:48

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