minisuoso reporte sobre química. procesos y pasos para un experimento de presión atmosférica.Descripción completa
laboratorio de deflexión eléctrica
Descripción: pps para alumnos principiantes
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BS_quimica2bac_la_06
27/2/09
14:42
Página 225
/ Resumen Teoría de Arrhenius Un ácido libera iones H+ al disolverse en agua: HA ⎯→ H+ + A– Una base libera iones OH– al disolverse en agua: BOH ⎯→ OH– + B+
a es el grado de disociación, cociente entre los moles disociados y los moles iniciales de soluto. Equilibrio de autoinización del agua Una base libera iones OH– al disolverse en agua: ⎯→ OH– + H3O+ H2O + H2O ←⎯
Teoría de Brönsted y Lowry Un ácido cede iones H+ a una base. Una base acepta iones H+ de un ácido.
K =
HA + B ⎯→ A– + BH+
Anfóteros Especies químicas que pueden comportarse como ácidos y bases dependiendo de con qué sustancias reaccionen. Teoría ácido-base de Lewis • Ácido: sustancia capaz de aceptar y compartir un par de electrones (aportados por una base). • Base: sustancia capaz de ceder y compartir un par de electrones (con un ácido). Ácidos y bases fuertes Un ácido y una base son fuertes si en disolución están totalmente disociados: HA + H2O ⎯→ A– + H3O+ C. inicial
c
0
0
C. final
0
c
c
C. final
B + H2O ⎯→ OH– + HB+ c
0
0
0
c
c
Ácidos y bases débiles Un ácido y una base son débiles si en disolución están parcialmente disociados. Las constantes de equilibrio se conocen como constantes de acidez y de basicidad. ⎯→ A– + H O+ HA + H O ←⎯ 2
3
C. inicial
c
0
0
C. final
c (1 – a)
ca
ca
Ka =
[A –][H3O+] [HA]
=
cα ácα c (1 – α)
0
ca
ca
[B]
• Disolución ácida: [H3O+] > 10–7 M pH < 7 • Disolución neutra: [H3O+] = 10–7 M pH = 7 • Disolución básica: [H3O+] < 10–7 M pH > 7 Ácidos y bases poliionizables Presentan sucesivas ionizaciones, cada una con su constante de acidez o de basicidad. Hidrólisis Reacción con agua de los iones de una sal para regenerar su ácido o base débil conjugados a la vez que liberan iones H3O+ o OH– a la disolución. Disoluciones reguladoras o tampón Son disoluciones resistentes a la variación del pH cuando se les añaden moderadas cantidades de ácidos o de bases. Están formadas por: • Ácido débil más su sal. Por ejemplo; CH3COONa ⎯→ Na+ + CH3COO– ⎯→ CH3COO– + H3O+ CH3COOH + H2O ←⎯ • Base débil más su sal. NH4Cl ⎯→ NH+4 + Cl– ⎯→ NH4+ + OH– NH3 + H2O ←⎯ Valoraciones ácido-base Consiste en averiguar la concentración de una disolución de ácido o de base mediante su neutralización con una disolución de concentración conocida de una base o de un ácido, respectivamente.
V á N = V’ á N’
0
c (1 – a)
=
pH = –log [H3O+]
c (1 – α)
c
C. final
[OH–][HB+]
pH
cα á cα
C. inicial
Kb =
Kw se conoce como producto iónico del agua. A 25 ºC, Kw = 10–14 mol2/L2
Los cálculos se realizan a partir de los volúmenes de disolución, V y V’, consumidos en el punto de equivalencia (donde cambia la pendiente de la curva de valoración) y de las normalidades, N y N’. La condición de neutralidad se puede expresar como:
⎯→ OH– + HB+ ←⎯
B + H2O
[H2O]2
K w = K á[H 2O] 2 = [OH –][H 3O +]
La reacción ácido-base es una transferencia de protones. Las especies relacionadas por ella se conocen como par ácido-base conjugados.
C. inicial
[OH–][H3O+]
6/Ácidos y bases. Reacciones de transferencia de protones