Lo más importante que tienes que saber en las reacciones de transferencia de protones es que un ácido da protones o iones hidronio H y una base da  OH o iones hidroxilo.

reacciones acido base ph transferencia protones



 

Ácidos fuertes y débiles: Arrhenius, Bronsted y Lowry.

ácidos fuertes y bases fuertes

Los ácidos fuertes se explican según la teoría de Arreniush. Los ácidos fuertes (como el ácido clorhídrico o ácido nítrico) en agua se disocian totalmente.

Ácidos fuertes y débiles: Arrhenius, Bronsted y Lowry.

Las reacciones son irreversibles, es decir, no se puede volver atrás.

No tienen equilibrio por lo tanto  no tienen constate de acidez Ka. (seria infinita)

Error común: Si te fijas en la imagen, puedes comprobar que únicamente tienen una flecha en la reacción de reactivos a productos. Ten esto en cuenta y no escribas dos flechas.




Muchos alumnos de química se preguntan cuales son los ácidos fuertes.

La respuesta es muy sencilla, todos los que no estén tabulados: cuando en un ejercicio no te dan valor de ka , ese es un indicativo de que el ácido es fuerte ( a no ser que te den otros datos y te pidan calcular la constante de acidez).

 

Tabla de valores de ka constante de acidez ácidos débiles

Tabla de valores de ka constante de acidez ácidos débiles

 

Normalmente los ácidos fuertes que suelen caer en exámenes de selectividad de química son el ácido clorhídrico y ácido nítrico.

A veces también ha entrado el ácido sulfúrico aunque este es más raro porque como tiene dos hidrógenos en su primera disociación si es ácido fuerte pero en su segunda seria anfótero (luego te lo explico).

 

♦ Los ácidos débiles se explican por la teoría de Bronsted y Lorry. A diferencia de los ácidos fuertes, los débiles se disocian parcialmente y sus reacciones son reversibles.

 

Ka Constante de Acidez de Ácidos Débiles

Ka Constante de Acidez de Ácidos Débiles

 

Los ácidos débiles tienen equilibrio, por lo tanto siempre que escribas una reacción con un ácido débil tienes que poner dos flechas.

Los ácidos débiles tienen una constante de acidez Ka que está tabulada. Uno de los más comunes es el ácido acético o vinagre.(Revisa formulación orgánica aquí).




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Bases fuertes y débiles: Arrhenius, Bronsted y Lowry.

Con las bases ocurre lo mismo que en el caso de los ácidos. Las bases fuertes se explican por Arrhenius: están totalmente disociadas y no tienen constante de basicidad.

Bases fuertes y débiles: Arrhenius, Bronsted y Lowry.

En este caso es sumamente fácil diferenciar bases fuertes y débiles ya que todos los hidróxidos son bases fuertes: hidróxido sódico, cálcico, de aluminio..

Las bases débiles tiene kb ( recuerda escribir la reacción con dos flechas).

La base débil más conocida y que suele caer constantemente en los exámenes es el amoniaco.

base débil amoniaco constante de basicidad

 

Si entendiste bien el tema anterior de equilibrio quimico que puedes consultar aquí, este también te resultará muy fácil ya que la fórmula de las constantes de acidez y basicidad ka y kb es la mismas que la kc.



Lo único que tienes que tener en cuenta es que el agua no se mete en la fórmula.

Recuerda poner las concentraciones en mol/ litro (molar).

En este caso, además, no tienes que ajustar ya que normalmente los ácidos y bases que aparecen en los exámenes de selectividad de química solo tienen un hidrógeno (en el caso de ácidos como el sulfúrico si habría que ajustar).

 

Para facilitar más el tema,  en las constantes ka y kb no te piden que indiques unidades.

constante de basicidad base debil

Anfóteros Acido-Base

Una sustancia anfótera se puede comportar a la vez como ácido y como base.

Para que lo entiendas déjame explicarte que un ácido tiene una base conjugada y una base su correspondiente ácido conjugado.

Si se trata de un ácido fuerte, su base conjugada es débil y al revés: si es ácido es débil su base conjugada es fuerte.

 

Los ácidos fuertes, al estar totalmente disociados y no tener equilibro, tienen una base conjugada tan débil que no actúa como base.

(Podríamos decir que no tiene actividad ácido básica, que es en neutra).

 

equilibrio de disociación del agua

 

Este es el equilibrio de disociación del agua. Como puedes observar, el agua se disocia en iones hidronio que son ácidos.

♦ En este caso diríamos que el agua es básica, ya que es la base conjugada de los iones hidronio.

Pero a la vez, el agua también da iones hidroxilo, que son básicos. Así que el agua, en este caso, es ácida. Es el ácido conjugado de los iones hidroxilo.

♦ El agua, entonces, es anfótera: puede comportarse como ácido o como base.

Lo mismo ocurre con el ácido sulfúrico que te mencione al principio:



acidos y bases anfoteras

El ácido sulfúrico es también anfótero.

 

¿Cómo calcular el kb de una base conjugada?

Te he explicado que los ácidos tienen ka y una base conjugada. Las bases tienen kb y un ácido conjugado.

♦ Imagínate que en un problema te dan la kb del amoniaco y necesitas sabes la ka del ion amonio.

Para calcular la ka o kb de un ácido o base teniendo la de su conjugado es tan sencillo como aplicar la fórmula:

Ka*kb= kw

producto iónico del agua kW

Kw es el producto iónico del agua.

Con esta fórmula solamente tendrás que despejar la constante que necesites en el problema.

pH y pOH

El pH es la medida de acidez y puede tomar valores entre 0 y 14, siendo pH=7 neutro.

Habrás oído el anuncio del famoso jabón sanex en el que dicen que es pH neutro y es 5.5. En realidad no es neutro, lo que ocurre es que nuestra piel es ligeramente ácida.

♦ La fórmula del pH es:

PH = -log [H+].

Aunque se utilice menos también podrías calcular el pOH con su fórmula:

POH = -log [OH].

De tal manera que pH más pOH dan 14.

formula del ph y poh

 

En algunos exámenes de selectividad de química de acido-base te dan el pH y te piden calcular la ka. Eso ya es cuestión de despejar y recordar el tema de los logaritmos de matemáticas.



  • Los ácidos tienen pH menor que 7. Cuanto más ácido sea los valores del pH estarán más cerca de 0.

De esta manera, los ácidos fuertes tienen pH cercanos a 0 o 1 y los ácidos débiles en torno a valores de pH entre 5 y 6.

Por supuesto todo esto depende de la concentración, ya que si tienes un ácido fuerte muy poco centrado su pH tenderá a valores entre 5 o 6.

  • Las bases tienen pH mayor que 7. Cuando más fuerte sea la base más cerca de 14 estarán sus valores.

Valoraciones Ácido Base e Indicadores

Las valoraciones ácido base se utilizan en el laboratorio para conocer la molaridad o concentración de una determinada sustancio ácida o base.

En los problemas de exámenes normalmente te suelen pedir concentración o volumen de ácido o base que debes añadir para neutralizar.

 

En las valoraciones una determinada disolución cambia su pH al añadir un reactivo.

♦ Para saber el punto de equivalencia de la valoración se utilizan indicadores. Los indicadores cambian de color dependiendo de la acidez de la disolución en la que se encuentran.

♦ Según  del intervalo de viraje se utiliza un indicador u otro. Los más comunes son la fenolftaleina (cambia de rosa fucsia a incoloro) o el azul de bromotimol (cambia a azul como su propio nombre indica).

Lo más importante que tienes que tener en cuenta para resolver los ejercicios de valoración ácido base es que:

Los moles de ion hidronio (que proviene del ácido) tiene que ser iguales que los moles de ion hidroxilo (que provienen de la base).

El resto es hacer cálculos teniendo en cuenta la fórmula de la molaridad.

Antiguamente se utilizaba también la fórmula de la normalidad pero actualmente está en desuso.

 

Neutralización: Sales ácidas, básicas y neutras

En las reacciones de neutralización un ácido más una base dan como productos una sal más agua.

Importante [ Exámen de selectividad ]: Contrariamente a lo que suele creer cuando neutralizamos la sal que obtenemos como producto de la reacción no siempre tiene que se neutra (pH=7) 

¿Irónico no? Que tenga el nombre de neutralización y que no de un producto neutro…

El que la base sea ácida, básica o neutra depende de la fuerza de los reactivos. Te lo explico:

  • Si juntas un ácido fuerte con una base débil a igual concentración lógicamente el ácido ganará a la base y el resultado será una sal ácida.

Lo mismo ocurre al revés:

  • Si juntas un ácido débil con una base fuerte, es como si la base ganara al ácido (para que me entiendas) y el producto en la reacción es una sal básica.

Solamente a igual concentración de reactivos, si juntas un ácido fuerte con una base fuerte el producto sería una sal neutra. (O si ambos fueran débiles, pero en ese caso ya entran en juego el valor numérico de la Ka y Kb de cada uno).

Teniendo en cuenta esto, la siguiente imagen puede ayudarte a entenderlo:



 

Neutralización: Sales acidas, Básicas y Neutras

 

Equilibrio Ácido Base Química Neutralización Teoría

En este apartado puedes encontrar teoría de 2 de bachiller de química de ácido base  tanto en castellano como en euskera.

Ejemplos de reacciones ácido base y neutralización en formado pdf para que te los puedas descargar cómodamente.




 

 

Exámenes Ácido-Base Ejercicios Neutralizacion Resueltos

En este apartado puedes encontrar exámenes de neutralizacion acido base resueltos de 2 de bachiller y selectividad.

 

exámenes de neutralizacion acido base resueltos

 

 

Ejercicios ph Resueltos Ácido Base 2º Bachiller

Ejercicios de ph resueltos con soluciones de ácido base y ph de segundo de bachiller:

Todos los ejercicios están en formato pdf para que te los puedas descargar cómodamente.

Es necesario tengas una cuenta gratuita de google drive.

Por motivos de espacio y velocidad de carga no me ha sido posible subirlos directamente a Dnota10.

 

 

 

Ariketak Azido Base kimika 2º Bachillerato




 

Valoraciones ácido-base Ejercicios y Exámenes Selectividad

Ejercicios de valoraciones acido-base de exámenes de segundo de bachiller, como de selectividad en formato pdf que puedes descargar cómodamente e incluso imprimir.

La mayoría están resueltos o tienen incluidas las soluciones:

 

 

 

 

 

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