Ácido y base fuerte

PRE LABORATORIO

Ácido y base fuerte

Se llama ácido fuerte, aquel ácido que se disocia completamente en solución a temperatura y presiones constantes. En esas condiciones, la concentración de un ácido fuerte es igual a la concentración de iones de hidrógeno (Hidronio o H3O+).

Una base fuerte es la que se disocia completamente en el agua, es decir, aporta el máximo número de iones OH. Una base débil también aporta iones OH- al medio, pero está en equilibrio el número de moléculas disociadas con las que no lo están..

Ácido y base débil

Un ácido débil es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa. Aporta iones H + al medio, pero también es capaz de aceptarlos. Si representáramos el ácido con la fórmula general HA, en una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disociar, mientras que el resto del ácido se disociará en iones positivos H + y negativos A − , formando un equilibrio ácido-base en la siguiente forma:

HA(aq) <----->H*(aq)+A- (aq)

una base débil es aquella que en solución acuosa no se disocia completamente, sino que alcanza un equilibrio entre los reactivos y los productos. Por ejemplo: NH3 + H2O <----> NH4+ + OH-

Constante de acidez

Una constante de disociación ácida, Ka, (también conocida como constante de acidez, o constante de ionización ácida) es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución. Es la constante de equilibrio de una reacción conocida como disociación en el contexto de las reacciones ácido-base. El equilibrio puede escribirse simbólicamente como:

HA A- + H+

donde HA es un ácido genérico que se disocia dividiéndose en A-, conocida comobase conjugada del ácido, y el ion hidrógeno o protón, H+, que, en el caso de soluciones acuosas, existe como un ion hidronio solvatado.

pKa es la fuerza que tienen las moléculas de disociarse (es el logaritmo negativo de la constante de disociación ácida de un ácido débil).

Una forma conveniente de expresar la relativa fortaleza de un ácido es mediante el valor de su pKa, que permite ver de una manera sencilla en cambios pequeños de pKa los cambios asociados a variaciones grandes de Ka. Valores pequeños de pKa equivalen a valores grandes de Ka (constante de disociación) y, a medida que el pKa decrece, la fortaleza del ácido aumenta.

Base conjugada

Según la Teoría ácido-base de Brønsted-Lowry, base es toda sustancia capaz de aceptar protones, y ácido es aquella capaz de cederlos. Una consecuencia de lo anterior es que existe la reversibilidad de la transferencia de protones, ya que al ceder un protón, un ácido HA, la parte restante: A-, sería capaz de aceptar este H+, o sea, se comportaría como una base, la cual es conocida como par conjugado.

Producto ionico del agua

La auto ionización del agua (también llamada auto disociación del agua) es la reacción química en la que dos agua reaccionan para producir un ion hidronio (H3O+) y un ion hidróxido (OH−):

2 H2O (l) H3O+ (aq) + OH− (aq)

pH y pOH

El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O]+ presentes en determinadas disoluciones.

La sigla significa ‘potencial hidrógeno’

En química, concretamente en el estudio de la química ácido-base, se define el pOH como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los aniones hidróxilo , o también en términos de concentración de éstos.

Punto final

El punto final es el punto en el que finaliza la valoración, y se determina mediante el uso de un indicador

Punto estequiometrico

El punto de equivalencia o punto estequiométrico, de una reacción química se produce durante una valoración química cuando la cantidad de sustancia valorante agregada es estequiométricamente equivalente a la cantidad presente del analito o sustancia a analizar en la muestra, es decir reacciona exactamente con ella.

Escala de ph

La

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