¡Descarga Quimica practica 8 soluciones y acidos bases pdf y más Ejercicios en PDF de Química Orgánica solo en Docsity! “UNIVERSIDAD NACIONAL “JORGE BASADRE GROHMANN” CENTRO PREUNIVERSITARIO SOLUCIONES -ÁCIDOS Y BASES CICLO INVIERNO 2019 – II 1 QUÍMICA SOLUCIONES Son mezclas homogéneas que tienen una fase. Se componen de soluto y solvente. Soluto: Están menor proporción (uno o varios). Solvente: Están en mayor proporción (un solo solvente). CLASIFICACION DE LAS SOLUCIONES Por la naturaleza del solvente: Según su estado físico. 1. SOLUBILIDAD: Es la cantidad máxima de gramos de soluto que puede solubilizarse en 100 gramos de agua. Ejm. La solubilidad varía con la temperatura. Para sólidos aumenta la T y aumenta su solubilidad. Para gases aumenta la temperatura y disminuye su solubilidad, pero aumenta al aumentar la presión. Influencia de la presión (p): “La ley de Henry establece que la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución. SOLVATACION: Es la interacción entre solvente y soluto, pero que no llega a generar una reacción química. 2. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN. 2.1 FISICAS: A)Porcentaje en masa %M= %M : Porcentaje en masa del soluto : Masa del soluto : Masa de la solución B) Porcentaje en volumen %V= %V: Porcentaje en volumen de soluto. : Volumen del soluto. : Volumen de la solución. C) Partes por millón (ppm) C) Masa de soluto en volumen de solución (C). C= 2.2 QUÍMICAS: 2.2.1 ) MOLARIDAD (M).-Nos indica las moles de soluto por litro de solución. M = ; donde n= ADEMAS: M = 2.2.2) NORMALIDAD (N): Nos indica el número de equivalente de soluto por litro de solución. N= ; : Número de equivalentes de soluto = ; : Peso equivalente (este depende de cada sustancia) A. ELEMENTO QUÍMICO Peq = ; E.O=Estado de Oxidación (Valencia). B) COMPUESTO QUÍMICO B.1 Para un óxido Peq = B.2 Para un Hidróxido. Peq = B.3 Para un Ácido Peq = B.4 Para una Sal Peq = B.5 Para un radical Peq = B.6 Para una reacción redox Peq = 2.2.3) MOLALIDAD (m) m= 2.2.4) FRACCIÓN MOLAR ( fm) Nos expresa la composición de una solución TIPO DE SOLUCIO NES ESTADO FISICO DEL SOLVENTE ESTADO ORIGINAL DEL SOLUTO EJEMPLOS LIQUID O LIQUIDO SOLIDO NaCl en H2O (Salmuera) LIQUIDO CH3COOH en H2O GAS CO2 en H2O(Agua gasificada) SOLIDO SOLIDO SOLIDO C en Fe (acero) LIQUIDO Hg en Ag(amalgama dental) GAS H2 en Pd GASEOS O GAS SOLIDO I2 en aire LIQUIDO H2O en aire GAS O2 en N2 (aire articial) QUÍMICA Práctica 08 2 ; ; =1 NEUTRALIZACIÓN O TITULACIÓN Se realiza añadiendo una ácido o base a una base o ácido, para indicar el punto final o punto de neutralidad. En el punto final: #Equiv .Acido= # Equiv. Base TEORÍAS DE ÁCIDO Y BASE 1. TEORÍA DE ARRHENIUS (1880) Svante Arrhenius desarrolló una teoría que identificaba a un ácido y una base en soluciones acuosas. Indicaba: A) Ácido Es aquella sustancia que posee átomos de hidrógeno y que una solución acuosa se disocia en Iones “H+” Ejemplos: HCl(ac) H + (ac) + Cl - (ac) H2SO4(ac) 2H + (ac) + SO4 2- (ac) B).Base Es aquella sustancia que posee grupos oxidrilos y que en solución acuosa los disocia en “OH-” Ejemplos: NaOH(ac) Na + (ac) + OH - (ac) Ca (OH)2(ac) Ca 2+ (ac) + 2 OH - (ac) 2.TEORÍA DE BRÖNSTED – LOWRY (1920) El Danés J.N.J Brönsted y el Inglés T.M. Lowry desarrollaron casi simultáneamente una teoría para identificar un ácido, pero considere que el protón al cual nos referimos será representado por “ ” A)Ácido Sustancia que dona protones ( ) B)Base Sustancia que acepta protones ( ) Ejemplo: HCl + H2O Cl - + H3O + Par Conjugado: Sustancias conjugadas que se diferencian en H+ Ejemplo: De (1) : HCl y Cl– De (2) : NH3 y NH4 + Anfótero Sustancia que puede actuar como ácido o base. Ejemplo: H2O, HCO3 -, HS- 3. TEORÍA DE LEWIS (1923) Es una teoría que se basa en la estructura electrónica. Esta teoría involucra la formación de un enlace covalente. A).Ácido Es aquella sustancia que puede aceptar un par de electrones. B).Base Sustancias que pueden donar un par de electrones POTENCIAL DE HIDRÓGENO O INDICE DE HIDRÓGENO (pH) Sörensen estableció una expresión matemática que nos indica el grado de acidez de toda solución, llamado “pH”. El potencial de concentración se pueden dar para: A) Ácidos: pH = - log H3O + pH = - log H+ Y su concentración H+ se determina: H+ = 10-pH Recordamos: log 10 = 1 log 5 = 0,70 log 2 = 0,30 log 3 = 0,47 B).Bases: pOH = - log OH- = Concentración de Iones La concentración de los iones OH- se determina: OH- = 10-pOH Relación entre el pH y POH: La autodisociación del agua: H2O H + + OH- El equilibrio iónico: KW = H + OH- = 10-14 Aplicamos log: Log H+ OH- = log 10-14 Log H+ + log OH- = -14 (-log H+ ) + (-log OH-) = 14 pH + pOH = 14 En una solución Neutra H+ = 10-7 log H+=log 10-7 = 7 pH = 7 y pOH = 7
