miércoles, 13 de febrero de 2013

ÁCIDO DÉBIL-BASE DÉBIL

Al valorar un ácido débil (acético) con una base débil (NH3), no se producen variaciones bruscas en el pH. Habrá dos regiones con capacidad amortiguadora definidas por los pK del ácido débil y de la base débil, respectivamente (Figura de la derecha).

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ÁCIDO DÉBIL-BASE FUERTE

Si tenemos un ácido débil, por ejemplo 0,1N de ácido acético, el pH inicial es 2,88 y al añadir una base fuerte (0,1N NaOH) el pH se va aproximando a la neutralidad sin cambios bruscos, pero una vez neutralizado el ácido basta añadir unas gotas de sosa en exceso para obtener un incremento brusco en el pH como si sólo hubiera base libre (Figura de la derecha). En este caso, en el punto de equivalencia (cuando se ha añadido el mismo número de equivalentes de base que de ácido) el pH > 7 (Figura izquierda de la tabla inferior). En el punto en que se han neutralizado la mitad de los equivalentes de ácido, [AH]=[A-] y el pH = pKa (Figura derecha de la tabla inferior).

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ÁCIDO FUERTE-BASE DÉBIL

Cuando un ácido fuerte como el HCl se neutraliza con una base débil (NH3), el pH se mantiene muy bajo mientras mientras aún existe ácido libre y después de alcanzar la neutralidad, el ligero exceso de NH3 eleva paulatinamente el pH, sin provocar cambios bruscos (Figura de la derecha). En este caso, en el punto de equivalencia (igual número de equivalentes de ácido y de base) el pH < 7.

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ÁCIDO FUERTE-BASE FUERTE

Cuando un ácido fuerte se neutraliza con una base fuerte, el pH experimenta una brusca variación justamente en el punto de equivalencia.
Tomemos por ejemplo una disolución 0,1N de HCl. La [H+] es 10-1 M, y el pH=1. Si se añade 0,1N NaOH, los OH- consumen los H+ para originar agua. Cuando se han neutralizado 9/10 partes del ácido, [H+]=10-2 M y pH=2. Si se han neutralizado 999/1000 partes del ácido, [H+]=10-4 M y el pH=4. Basta entonces añadir 2/1000 partes de NaOH para neutralizar todo el ácido y originar un exceso de iones OH-, que estarán a una concentración 10-4 M, y un pH=10 (Ver tabla inferior).

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Equivalentes de NaOH añadidos (total)
Equivalentes ácido restantes
Equivalentes base presentes
pH
0
0,1
0
1
0,09
0,01
0
2
0,0999
0,0001
0
4
0,1000
0
0
7
0,1001
0
0,0001
10












 

miércoles, 23 de enero de 2013

Valoración acido-base

Una valoración ácido-base (también llamada volumetría ácido-base, titulación ácido-base o valoración de neutralización) es una técnica o método de análisis cuantitivo muy usada, que permite conocer la concentración desconocida de una disolución de una sustancia que pueda actuar como ácido o base, neutralizándolo con una base o ácido de concentración conocida. Es un tipo de valoración basada en una reacción acido-base o reacción de neutralización entre el analito (la sustancia cuya concentración queremos conocer) y la sustancia valorante. El nombre volumetría hace referencia a la medida del volumen de las disoluciones empleadas, que nos permite calcular la concentración buscada.


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BASE-ÁCIDO

 
 Un ácido es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Los sistemas ácido/base se diferencian de las reacciones redox, en que, en estas últimas hay un cambio en el estado de oxidación . Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden existir como sustancias puras o en solución.



En química una base es una sustancia que en disolución acuosa brinda iones OH al medio. Las características de la base son:

  • Poseen un sabor amargo característico.
  • Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
  • Azulean el papel de tomahawk.
  • Reaccionan con los ácidos (neutralizándolos).
  • La mayoría son irritantes para la piel.
  • Tienen un tacto jabonoso.
  • Se pueden disolver.
  • Sus átomos se rompen con facilidad.
  • Son inflamables.


  • ÁCIDO
    BASE

    INDICADOR UNIVERSAL

    Indicador de pH


    Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utilizan como indicador de las sustancias químicas que cambian su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.
     
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