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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Disoluciones y Contaminación
miércoles, 13 de febrero de 2013
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

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