13: Equilibrios ácido-base
- Page ID
- 70632
\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)\(\newcommand{\AA}{\unicode[.8,0]{x212B}}\)
La química ácido-base puede ser extremadamente confusa, particularmente cuando se trata de ácidos y bases débiles. Este conjunto de lecciones presenta una visión actualizada de la teoría de Brønsted-Lowry que facilita la comprensión de las respuestas a preguntas comunes: ¿Cuál es la diferencia fundamental entre un ácido fuerte y un ácido débil? ¿Puede el ácido A neutralizar la base B? ¿Por qué algunas sales son ácidas y otras alcalinas? ¿Cómo funcionan los búferes? ¿Qué gobierna las formas de las curvas de titulación?
- 13.2: Ácidos y Bases Monopróticos Fuertes
- A una buena aproximación, los ácidos fuertes, en las formas que encontramos en el laboratorio y en gran parte del mundo industrial, no tienen existencia real; todos son realmente soluciones de H3O+. Entonces, si lo piensas, ¡las etiquetas de esas botellas de reactivo que ves en el laboratorio no son estrictamente ciertas! Sin embargo, si el ácido fuerte está altamente diluido, la cantidad de H3O+ que aporta a la solución se vuelve comparable a la que deriva de la autoprotólisis del agua.
- 13.3: Encontrar el pH de ácidos, bases y sales débiles
- La mayoría de los ácidos son débiles; hay cientos de miles de ellos, mientras que hay menos de una docena de ácidos fuertes. Podemos tratar las soluciones de ácidos débiles de la misma manera general que lo hicimos para los ácidos fuertes. La única diferencia es que ahora debemos tomar en cuenta la “disociación” incompleta del ácido. Comenzaremos con el caso simple del ácido puro en agua, y luego pasaremos de ahí al más general en el que están presentes las sales del ácido, estas se conocen como soluciones tampón.
- 13.4: Pares conjugados y tampones
- A menudo tendemos a considerar el pH como una cantidad que depende de otras variables como la concentración y fuerza de un ácido, base o sal. Pero en gran parte de la química (y especialmente en la bioquímica), encontramos más útil tratar el pH como la variable “maestra” que controla las concentraciones relativas de las formas ácido y base de uno o más conjuntos de sistemas ácido-base conjugados. En este Módulo, exploramos este enfoque con cierto detalle, mostrando su aplicación a soluciones de búfer.
- 13.6: Aplicaciones de los equilibrios ácido-base
- Las reacciones ácido-base penetran en todos los aspectos de la química industrial, fisiológica y ambiental. En esta unidad tocamos algunos puntos destacados que cualquier persona que estudie o practique la ciencia química debe conocer.
- 13.7: Cálculos exactos y aproximaciones
- Los métodos para tratar los equilibrios ácido-base que desarrollamos en las unidades anteriores de esta serie son ampliamente utilizados en la práctica ordinaria. Aunque muchos de estos implican aproximaciones de diversos tipos, los resultados suelen ser lo suficientemente buenos para la mayoría de los propósitos. A veces, sin embargo —por ejemplo, en problemas que involucran soluciones muy diluidas, las aproximaciones se descomponen, muchas veces porque ignoran las pequeñas cantidades de iones H+ y OH— siempre presentes en el agua pura.