ÁCIDOS Y BASES

pHEl pH es una medida cuantitativa del grado de acidez de una sustancia. Matemáticamente se

define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno. La escala de pH

permite clasificar a las diferentes sustancias según su carácter o tendencia ácida.

Se distinguen tres secciones dentro de la escala. Los valores bajo 7 son para aquellas sustancias

de naturaleza ácida. Sobre 7, la naturaleza es alcalina o básica. El valor exacto es para las

sustancias de carácter neutro.

La escala de pOH es una referencia de la anterior, así que informa lo mismo que la escala de pH.

La medición del pOH se hace prescindible para aquellas bases de Arrhenius (hidróxidos), que al no

presentar iones hidrogeniónicos no presentan ubicación dentro de la escala de pH.

CURSO: QUÍMICA MENCIÓN

Material QM Nº 20

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INTRODUCCIÓN

Las reacciones entre los ácidos y las bases se encuentran dentro de las más importantes enquímica. A pesar del gran interés de las reacciones en medio acuoso (soluciones) por la vitalimportancia en biología, es importante mencionar que este tipo de reacciones se produce enmuchos otros solventes de polaridad semejante o distinta a la del agua.

Desde hace mucho tiempo se conoce a un conjunto de compuestos que presentan propiedadescomunes y que es posible agruparlos bajo el nombre de ácidos o bases. A mediados de 1800Michael Faraday descubrió que las soluciones acuosas de ácidos y bases eran capaces de conducirla corriente eléctrica, lo que permitió comprender éstas contenían iones libres.

Las experiencias realizadas y concluisiones obtenidas a lo largo del tiempo de investigaciónpermitieron establecer un conjunto de características comunes a ácidos y bases que se detallan acontinuación:

TEORÍAS ÁCIDO BASE

Arrhenius

Cuando se toma como base la disociación del agua tenemos,

H2O → H+ + OH-

Arrhenius define a un ácido como toda sustancia que al disolverse en agua libere H+ (protón), yuna base será aquella que libere OH- (hidroxilo).

Según Arrhenius:

“cuando un ácido se disuelve en agua es capaz de disociarse generando iones hidrógeno H+ y elrespectivo anión que lo acompaña. Una base en cambio, éstas cuando disocian generan ionesnegativos de estructura OH- además del catión”.

Ejemplos:

HBr(ac) H+(ac) + Br-

(ac)

ácido

KOH(ac) Na+(ac) + OH-

(ac)

base

Considerando lo anterior, se infiere que cuando un ácido se mezcla con una base, los iones H+ delácido reaccionan con los iones OH- de la base, produciéndose una reacción de neutralización decargas eléctricas, que genera H2O y una sal. Por lo tanto:

ÁCIDO + BASE SAL + AGUA

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Reparos a la teoría de Arrhenius

No contempla los equilibrios químicos en solución.

Sólo se limita a las soluciones acuosas, sin considerar a otros solventes, menos aún, la

ausencia de ellos.

Según Arrhenius sólo son bases aquellas sustancias que presentan en su estructura al

grupo OH- y que las donan cuando disocian. No incluye a las especies que presentan

carácter básico y que no contienen al grupo hidroxilo.

Lowry-Brönsted

De manera independiente Nicolaus Brônsted y Thomas Martín Lowry plantean en 1923 una teoríaque extiende la definición de ácidos y bases que sólo toma en consideración al protón, H+.

“Son ácidos aquellas especies químicas que son capaces de liberar iones H+,mientras que las bases son especies que aceptan estos iones”

De acuerdo a lo anterior las reacciones ácido-base son reacciones de transferencia e intercambioprotónico.

Ejemplo:

HBr + H2O H3O+ + Br-

Ácido1 Base1 Ácido2 Base2

Como la reacción puede considerarse en equilibrio se encuentran reaccionando 2 ácidos y 2 bases, sehabla técnicamente de par ácido-base conjugado.

Para el ejemplo anterior debemos decir que:

El ión bromuro, Br-, producido en la reacción, es la base conjugada del ácido bromhídrico, HBr. El ión hidrónio, H3O

+ es el ácido conjugado de la molécula de agua.

Si un ácido tiene gran tendencia a ceder un protón, el proceso inverso se dará en menorproporción, vale decir, la base conjugada respectiva será un mal aceptor de iones H+. En general:

“cuanto más fuerte sea un ácido (o base),más débil tendrá que ser su base (o ácido) conjugada”

El equilibrio de la reacción ácido-base se desplazará siempre en el sentido de la formación delácido o base más débil.

Importancia de la teoría de ácido-base conjugada

Sólo establece a una especie como la responsable de las propiedadeas ácido-base: H+

Se establece para aquellas sustancias que no necesariamente deben estar en solución

acuosa.

Considerando el estado de equilibrio es posible establecer cálculos estequiométricos

válidos.

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El concepto de Lowry-Brönsted es muy importante pues considera como bases a todas aquellasespecies que sin liberar iones OH- de todas formas hacen que la solución sea menos básica.Además de aquí se desprenden las consideraciones de ácidos y bases fuertes y débiles.

Lewis

Gilbert N. Lewis, uno de los físico-químicos más prominentes de los comienzos del siglo XX, fue elprimero en definir ácidos y bases dirigiendo la atención sobre la idea de que las bases donanpares de electrones que comparten con los protones donados por los ácidos.

Así, un ácido puede definirse como una sustancia que acepta pares de electrones y una base,como una sustancia que tiene pares de electrones disponibles, en otras palabras un ácido esdeficiente en electrones y una base tiene exceso de electrones.

Ejemplos:

En la reacción anterior el NH3 posee exceso de electrones y puede compartirlos, por lo tanto esuna base, mientras que el BF3 es capaz de aceptar esos electrones así que es un ácido. Lasespecies con déficit de electrones, como el trifloruro de boro, BF3, tricloruro de Aluminio, AlCl3 ycloruro de cinc, ZnCl2, son llamadas ácidos de Lewis para distinguirlas de los ácidos donadores deprotones de Lowry-Brönsted.

RESUMEN

Arrhenius Lowry-Brönsted LewisÁcido Libera H+

HCl; HNO3

Libera H+

H3PO4

Acepta electronesZnCl2; AlCl3

Base Libera OH-

KOH; Mg(OH)2

Acepta H+

NH3

Cede electronesF-; PH3

ÁCIDOS

En soluciones diluidas tienen sabor agrio (ácido). Presentan hidrógeno en su estructura y lo desprenden en forma molecular (H2) cuando

reaccionan con metales como Aluminio, Cinc y Magnesio. Cambian el color de un número grande de sustancias indicadoras (colorantes vegetales). Cuando reaccionan con carbonatos (NaHCO3, por ejemplo) desprenden gas carbónico

(CO2). Cuando los ácidos reaccionan con las bases, anulan sus propiedades y forman

generalmente sustancias nuevas y neutras que reciben el nombre de sales. En solución acuosa son conductores de la corriente eléctrica (electrolitos).

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BASES

En soluciones diluidas tienen sabor a jabón o lejía Sus propiedades se anulan cuando reaccionan con un ácido. Cambian el color de ciertos colorantes vegatales (indicadores). Algunas bases suelen ser cáusticas. Son resbaladizas al tacto.

FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES

Si un ácido tiene mayor tendencia a donar protones que otro, se dice que es un ácido más fuerte,y si una base tiene mayor tendencia a aceptar protones que otra, se dice que es una base másfuerte. La fuerza de un ácido o una base mide su capacidad para disociarse y formar iones, estoes, por ser electrolitos. Recordemos que existen tanto elctrolitos débiles como fuertes. Electrolitosfuertes son aquellos que están completamente o casi completamente disociados; electrolitosdébiles son aquellos que están disociados sólo parcialmente.

Ácidos y Bases (fuertes y débiles)

En términos de ácidos y bases, es tanta la cantidad de compuestos que a veces se hace difícilreconocer cuando son fuertes y cuando son débiles, aquí hay una manera simple reconocer a unosy otros.

ÁCIDOS FUERTES (sólo moléculas neutras)

Son fuertes HCl; HBr; HI.El resto de los ácidos fuertes cumple la siguientefórmula: HaXOb, donde X es un no metal.

Serán fuertes aquellos donde b-a ≥ 2.

H2SO4 4-2 = 2, fuerteHNO3 3-1 = 2, fuerte

BASES FUERTES

En general son fuertes los hidróxidos de metales delgrupo I-A y II-A.

I-A LiOH; KOH; NaOH

II-A Mg(OH)2; Ca(OH)2

ÁCIDOS DÉBILES

Serán débiles cuando b-a ≤ 2.Y todos aquellos que no tengan la fórmula H aXOb.

H3PO4 4-3 = 1, débil HCN = débilH3BO3 3-3 = 0, débil H2S = débil

BASES DÉBILES

Otros hidróxidos, y las bases de brönsted y Lewis.

NH3, HCO3-, bases orgánicas, aminas.

*El H2SO4 está completamente disociado en iones HSO 4-y H+, y por esta razón llamado un electrolito fuerte (ácido fuerte).

Sin embargo, debe notarse que el ion HSO 4- es un electrolito débil (ácido débil), que sólo está parcialmente disociado.

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Uso de Ka y Kb

Si HA es un ácido, su fuerza se mide por su capacidad de disociación, de este modo se tiene que

Entonces, considerando que HA es un ácido en la expresión:

HA H+ + A- la extensión de la disociación está determinada por Ka

Con lo anterior, podría construirse una escala de acidez y basidad, en la cual las fuerzas de losácidos y las fuerzas de las bases vendrían expresadas en términos de las capacidades relativas delos compuestos, para donar o aceptar protones.

Ácidos y bases Fuertes (Ka>>1, o infinito)

HA → H+ + A- , en realidad no hay equilibrio, la reacción sólo va hacia la derecha

Disocian por completo de modo que no se considera el estado de equilibrio químico. Generan iones H+ y OH- respectivamente. Presentan valores de constante muy alto. Se comportan como electrolitos fuertes en solución acuosa.

Ácidos y bases Débiles (Ka<<1)

HA H+ + A-, hay equilibrio indicado por Ka

Disocian parcialemente estableciendo la condición de equilibrio químico. Generan iones H+ y OH- en baja cantidad. Presentan valores de constante bajos o muy bajos. Se comportan como electrolitos débiles en solución acuosa.

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CONSTANTES DE DISOCIACIÓN PARA LOS ÁCIDOS

NOMBREÁCIDO FÓRMULA

CONSTANTE DE DISOCIACIÓN A 25ºCK1 K2 K3

Perclórico HClO4 Fuerte

Clorhídrico HCl Fuerte

Nítrico HNO3 Fuerte

Sulfúrico H2SO4 Fuerte 1,3 ∙ 10-2

Iodhídrico HI Fuerte

Sulfuroso H2SO3 1,7 ∙ 10-2 6,2 ∙10-8

Cloroso HClO2 1,1 ∙ 10-2

Ortofosforoso H3PO3 1,0 ∙ 10-2 2,6 ∙ 10-7

Ortofosfórico H3PO4 7,5 ∙ 10-3 6,2 ∙ 10-8 4,8 ∙10-13

Ciánico HCNO 1,2 ∙ 10-4

Acético CH3COOH 1,8 ∙ 10-5

Carbónico H2CO3 4,6 ∙ 10-7 4,4 ∙ 10-11

Sulfhídrico H2S 5,7 ∙ 10-8 1,2 ∙ 10-15

Cianhídrico HCN 2,1 ∙ 10-9

Cuando se comparan dos ácidos fuertes (o bases fuertes), ambos son igual de fuertes pues ambosdisocian al 100%, en cambio cuando se comparan los débiles hay que mirar Ka (Kb para las bases)aquel con mayor Ka (Kb para las bases) es el más fuerte, o mejor dicho el menos débil.

DISOCIACIÓN DE COMPUESTOS POLARES

Muchas veces es necesario disociar compuestos (sales o ácidos y bases) para poder desarrollar unejercicio, tanto en pH como en soluciones o propiedades coligativas, aquí hay algunos ejemplos decómo hacerlo:

COMPUESTOS CON 2 TIPOS DE ÁTOMOS

HBr: se trata de un ácido, por tanto libera H+ y dado que la molécula es neutra, al separarladebe mantener la carga total, así se separa en H+ y Br- .

KCl: donde K es un metal grupo I, por tanto, al disociarse queda K+ y por razones de carga,como en la anterior el contraion será Cl-.

CaCl2: primero se separan siguiendo la estequiometría, Ca + 2Cl, luego, dado que Ca es un metaldel grupo II queda Ca+2 y para mantener la carga total cero cada cloro adquiere carga -1;2Cl-.

K2S: la disociación es 2K + S, luego, al asignar las cargas (que deben sumar cero) queda 2K+ yS-2.

HS-: la disociación es H + S, al asignar las cargas deben sumar -1, así que las especies son, H+

y S-2.

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COMPUESTOS CON 3 O MÁS TIPOS DE ÁTOMOS

HNO3: las especies disociadas son H y NO3, al asignar las cargas queda H+ y NO3-.

Mg(OH)2: las especies disociadas son Mg y 2OH, con cargas eléctricas Mg+2 y 2OH-.Al2(SO4)3: las especies disociadas son 2Al y 3SO4, con cargas eléctricas (dado que el aluminio

es metal del grupo III), 2Al+3 y 3SO4-2.

H2PO4-: las especies disociadas son 2H y PO4, con cargas eléctricas 2H+ y PO4

-3, dado quelas cargas suman -1.

RECONOCIMIENTO DE ÁCIDOS BASES EN REACCIONES

Según Lowry y Brönsted, un ácido es una sustancia que dona protones y una base es unasustancia que capta protones al reaccionar entre ellos se transforman en su opuesto, por lo cualreciben el nombre de conjugados.

Otros ejemplos:+4NH + H2O NH3 + H3O

+

ácido1 base2 base ácidoconjugada1 conjugado2

HCl + NH3 Cl- + NH4+

ácido1 base2 base ácidoconjugada1 conjugado2

CH3COOH + H2O CH3 COO- + H3O+

ácido1 base2 base ácidoconjugada1 conjugado2

CH3COOH + NH3 CH3 COO- + 4NH

ácido1 base 2 base ácidoconjugada1 conjugado2

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Algunas sustancias (como el agua por ejemplo) pueden actuar como ácido o bases, según lascircunstancias, tales sustancias se denominan ANFOLITOS, lo mismo ocurre con los ácidos queposeen más de un protón (polipróticos), pues los pierden de a uno, la especie original es un ácidoy la final una base conjugada, los intermedios son anfolitos.

H2CO3 H+ + HCO3- H+ + CO3

-2

ácido anfolito baseconjugada

MEDIDAS DE ACIDEZ(pH)

Tal como Arrhenius, tomemos como elemento de comparación la disociación del agua,

H2O H+ + OH- KW = 1∙10-14 = [H+]·[OH-]

Donde Kw es la constante de equilibrio del agua y el H+ representa al ácido mientras que OH- a labase, a partir de ahí se define el estado neutro, donde H+ es igual a OH-, entonces,

Antes del análisis cuantitativo establezcamos algunas premisas:

Una gran concentración de H+ determina que una solución sea ÁCIDA. Una gran concentración de OH- determina que una solución sea BÁSICA. Si la concentración de H+ y la de OH- son iguales, entonces la solución es NEUTRA.

La expresión de la constante de equilibrio del agua (KW) es

KW = H+ ∙ OH- = 10-14

Por lo tanto, ya sea que se trate de una solución ácida, básica o neutra, SIEMPRE sedebe cumplir que:

H+ ∙ OH- = 10-14

Con la expresión anterior podremos hacer algunos calculos para determinar el grado de acidez dealgunas soluciones:

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Ejemplo 1

Si H+ = 10-3 M, eso implica que +Kw-OH =[H ]

= 3-

14-

1010

Por lo tanto: OH- = 10-11 M

Comparando H+ = 10-3 M con OH- = 10-11M se puede concluir que se trata de una soluciónácida, ya que, H+ OH-

Ejemplo 2

Si H+ = 10-9 M, implica que OH- = 10-5

Como H+ OH- , se trata de una solución básica.

LA ESCALA DE pHEl operador p

En matemáticas un operador es un símbolo que indica que se debe llevar a cabo una operación sobreun cierto número de operandos, por ejemplo:

el signo + equivale a sumar el signo – equivale a restar el signo x equivale a multiplicar el signo p es aplicar –logaritmo

El operador p es usado para hacer que números muy pequeños se transformen en otros másmanejables, por ejemplo,

0,00001 al aplicarle – log(0,00001) queda como 5, un número más fácil de apreciar. Cuando semide la acidez de una solución se mide, en otras palabras, la concentración de iones H+, estossuelen tener concentración muy baja por eso se les aplica el operador p para hacer que esaconcentración sea más manejable, así nace el concepto de pH.

El pH se suele definir como el “logaritmo negativo de la concentración de ión hidrógeno”.

pH = -log H+

Ejemplo 1Si H+ = 0,001 = 10-3 M (solución ácida)

pH = -log 10-3

pH = 3 log 10 (como log 10 = 1) pH = 3

Ejemplo 2 Si H+ = 0,000000001 = 10-9 (solución básica)

pH = -log 10-9

pH = 9 log 10pH = 9

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Ejemplo 3 Si H+ = 0,0000001 = 10-7 M (solución neutra)

pH = -log 10-7

pH = 7 log 10pH = 7

Escala de pH

Al transformar las concentraciones de H+ en pH, se puede construir unaescala sencilla donde la acidez queda reflejada.

En esta escala el 7 representa al neutro, el 0 representa a loscompuestos más ácidos y el 14 a los compuestos más básicos.

Así tomando como punto de partida el centro de la escala 7 (neutro)mientras más cerca del cero estén las soluciones medidas más ácidasserán y también partiendo desde 7, mientras más cerca de 14 estén lassoluciones más básicas serán.

En la escala se pueden apreciar ejemplos de algunos compuestos de usocomún y sus respectivos pH, los alimentos en general son ácidos

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CÁLCULOS DE pH DE ÁCIDOS Y BASES FUERTES

Como un ácido o base fuerte es un electrolito que está disociado 100% (o casi 100%) podemosdeducir la concentración de H+ o de OH-, conociendo la concentración del ácido o base fuerte.

Al analizar la constante de disociación del agua podemos encontrar una relación interesante,

KW = H+ ∙ OH- = 10-14 y al aplicar el operador p se transforma en,

pH + pOH = 14, con esto se pueden simplificar los cálculos ya que,

Ejemplo 1 Calcular el pH de una solución acuosa de HNO3 (ácido fuerte) 0,1 M.

La disociación para HNO3 es:

HNO3 H+ + -3NO

0,1 M 0,1 M

Como esta ocurre 100% los 0,1 M formarán 0,1 M de, H+ y 0,1 M de -3NO

Como H+ = 0,1 M = 10-1 M

pH = -log 10-1

pH = 1 (solución bastante ácida)

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Ejemplo 2 Calcular el pH de una solución acuosa de NaOH (base fuerte) 10-3 M

Disociación: NaOH Na+ + OH-

Como OH- = 10-3 M, se puede deducir que pOH = -log OH-, pOH = -log 10-3 M, o sea 3 ya que

pH + pOH = 14Por tanto: pH = 14 - 3pH = 11 (solución básica, pues está entre 7 y 14)

Ejemplo 3 Calcular el pH de una solución acuosa de Ba (OH)2 (base fuerte) 10-3 M.

Disociación: Ba (OH)2 Ba+2 + 2 OH-

10-3 M 2 ∙ 10-3 M

Como OH- = 2 ∙ 10-3 se puede calcular H+

H+ = KW = 10-14 = 5 ∙ 10-12 MOH- 2 ∙ 10-3

Por lo tanto, pH = -log H+pH = -log 5 ∙ 10-12

pH = 11,3 (solución básica)

Importante: Como corolario podemos decir que la fuerza de un ácido depende de su capacidadpara disociarse, mientras que su acidez depende la concentración de iones H+ queposee, nunca confundir fuerza del ácido con acidez.

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

ÁCIDO FUERTE - BASE FUERTE

Al mezclar un ácido fuerte con una base fuerte, estosreaccionan en forma tal que ambos anulan suspropiedades formando agua y una sal (compuestoiónico).

La neutralización entre un ácido y base fuerte seconsidera como la combinación de H+ (ácido) y elOH- (base) para formar agua.

Ejemplo: HCl + NaOH NaCl + H2O

o bien H+ + OH- H2O (ecuación neta)

Si el número de moles de H+ entregados por el ácidoes igual al número de moles OH- entregados por labase, se trata de una neutralización total que darácomo pH final 7 (punto de equivalencia) de ahí sunombre, neutralización, se deduce entonces que lasal formada es neutra.

10-3 M 10-3 M

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Ejemplo

¿Qué volumen de solución acuosa de Mg(OH)2 4 M habrá que agregar a 500 mL de una soluciónde HNO3 2M para neutralizarla completamente?

La ecuación para neutralización es parecida a quella usada anteriormente en dilución, sólo queahora se igualan las cantidades de H+ y de OH-.

[H+] = [OH-]Các · Vác · N°H = Cba · Vba · N°OH

Desarrollo:

2 M · 500 mL · 1 = 4 M · x · 2x = 2M · 500 mL

4M · 2

x = 125 mL

INDICADORES DE pH

En la actualidad el pH de una solución se mide de forma electrónica, a pesar de esto en la mayoríade los laboratorios se sigue usando un trozo de papel impregnado con sustancias coloreadas quecambian su color según el pH al que se encuentran pues es más rápido y económico, estassustancias coloreadas reciben el nombre de indicadores de pH, en la tabla siguiente se muestranalgunos de los indicadores más usados con sus respectivos cambios de color.

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Cambios de color en los indicadores

El cambio de color en los indicadores se debe principalmente a un cambio estructural en elcompuesto, normalmente al cambiar de pH las moléculas que forman el indicador se transforman,principalmente en iones, y estos absorben cierto tipo de luz con lo cual colorean la solución, latransformación que sufren es reversible, así que al volver al pH inicial retoman su color original.

Fenolftaleína en medio ácido Fenolftaleína en medio básico

Entonces de acuerdo al rango de pH en que se va a trabajar, se usa uno u otro indicador, cuandoel rango es muy amplio se usan varios indicadores al mismo tiempo, pero sin mezclarlos.

SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O BUFFER

Las soluciones buffer sirven para mantener el pH de una solución estable frente a adiciones degrandes cantidades de ácido o base, en otras palabras, evitan los cambios bruscos de pH.

Para hacer una solución buffer se debe mezclar un ácido con su base conjugada, o bienuna base con su ácido conjugado.

Ejemplos:

H2S/HS- HNO2/NO2- NH3/NH4

+

Para apreciar mejor el funcionamiento de un buffer consideren el siguiente ejemplo,

Solución A : 100 mL de agua pura su pH es 7 Solución B : 100 mL de una mezcla de H2CO3/HCO3

-, su pH es 6,37

Al agregar 2 gotas de HCl concentrado a cada solución, pasa lo siguiente,

Solución A : el pH ahora es 1,92 Solución B : el pH ahora es 6,16

Como pueden apreciar la solución buffer cumple excelentemente bien su tarea de evitar loscambios bruscos de pH, de hecho un buffer similar al del ejemplo se encarga de mantener el pHde nuestra sangre, mientras que intracelularmente son los derivados del ácido fosfórico (H3PO4)los que lo hacen.

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GLOSARIO

Anfolito: Sustancia capaz de comportarse como ácido o base según sea la reacción.

Buffer: Mezcla de compuestos (ácido/base conjugada) que forman una solucióncapaz de evitar los cambios bruscos de pH.

Disociación: Proceso que sufren los compuestos iónicos y ciertos compuestos polarescomo ácidos y bases, mediante el cual dividen la molécula original en catióny anión.

Indicador de pH: Sustancia cuyo color es susceptible a los cambios en la acidez del sistema enque se encuentra, pues al producirse estos cambia su color.

Ka y Kb: Constantes de acidez y basicidad respectivamente que determinan laextensión de la disociación del compuesto estudiado.

Neutralización: Reacción donde un ácido y una base reaccionan completamente, anulandosus propiedades, se genera una sal neutra y agua.

pH: Medida de la acidez de una sustancia o solución.

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Cuadro Resumen

Se comportancomo

Explican los conceptos de

Teoría de Arrhenius Teoría deBronsted-Lowry

Teoría de Lewis

Ácidos Bases

Electrolitos

Fuertes Débiles

Disociacióncompleta

100%

Disociaciónparcial o nula

pH>7pH<7

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TEST EVALUACIÓN-MÓDULO 20

1. La siguiente reacción

HCO3- + H+

Genera como producto

A) CO2

B) CO3-2

C) H2CO3

D) H2CO3-

E) H2CO3+

2. Las bases son sustancias que

A) liberan iones H+.B) aceptan iones OH-.C) presentan un deficit de electrones.D) presentan un valor de pH superior a 7.E) sólo se encuentran en estado gaseoso.

3. Según Bronsted y Lowry es (son) ácidos

I) BF3

II) HNO3

III) NH3

A) Sólo II.B) Sólo III.C) Sólo I y II.D) Sólo I y III.E) I, II y III.

4. Cuanto mayor es el valor de pH para una solución acuosa

A) más ácida es la solución.B) mayor es la concentración de [H+].C) menor es la concentración de [OH-].D) más alcalina es la solución.E) el producto [H+]·[OH-] cambia de valor.

5. La disociación completa de 1 mol de la base Ca(OH)2 genera

1mol 2moles

A) Ca OHB) Ca+2 OH-

C) H2 O2

D) Ca-2 O2

E) O2-2 Ca+

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6. La siguiente es una lista de ácidos y sus respectivas constantes

Ácido KaHA 101

HB 10-1

HC 10-2

HD 10-3

HE 10-4

En solución acuosa, ¿cuál es el ácido que se encuentra mayormente disociado?

A) HAB) HBC) HCD) HDE) HE

7. Según la teoría de Bronsted y Lowry, el ácido conjugado del agua debe ser

A) H2

B) O2

C) OH-

D) H3O+

E) H2O2

8. Para una solución acuosa de Hidroxido de Sodio (NaOH) se cumple que

I) el pH es alcalino.

II) [H+] < [HO-]

III)][OH

][H

< 1

De las anteriores es (son) correcta(s)

A) sólo I.B) sólo II.C) sólo III.D) sólo I y II.E) I, II y III.

9. Se podría(n) considerar especies alcalinas

LiOH Mg(OH)2 NH4+ H3PO4

1 2 3 4A) sólo 2.B) sólo 3.C) 1 y 2D) 3 y 4E) 2, 3 y 4

10.Los productos de la siguiente reacción deben ser

NH3 + H2O A) H3O

+ y NH3

B) NH4+ y OH-

C) H2O y NH4+

D) H2O y H3O+

E) NH4OH y OH-

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11. La siguiente es una escala de pOH

0 1 6 7 14pOH

Si una sustancia presenta un valor de pOH entre 1 y 6, entonces

La sustancia es ácida. El cuociente (pOH/pH) es menor que 1. El valor de pH está sobre 7. El producto [H+]·[OH-] tiene valor 1·10-14

La sustancia presenta carácter básico.

¿Cuántas de las opciones anteriores son correctas?

A) 1B) 2C) 3D) 4E) 5

12. 1 litro de solución acuosa de HBr (ácido fuerte) de concentración 0,01M; presenta un valor de pH igual a

A) 2B) 3C) 7D) 12E) 14

13. La reacción entre NO2 y H2O genera como producto un(a)

A) sal.B) base.C) ácido.D) óxido.E) peróxido.

14. Al neutralizar 10 mL de base fuerte 1M con 100 mL de ácido fuerte, ¿qué concentración deberá tener elácido para que el punto de equivalencia esté a pH 7?

A) 0,1 MB) 0,2 MC) 0,4 MD) 0,8 ME) 1,0 M

15. Desde el punto de vista ácido – base planteado por G. Lewis, es (son) especies electrófilas

I) Zn+2

II) BF3

III) PCl3

A) Sólo II.B) Sólo III.C) Sólo I y II.D) Sólo II y III.E) I, II y III.

DMON-QM20

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