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Equilibrio químico de acido ? base en soluciones acuosas




Enviado por cvillalba_nieves



    1. Objetivos
    2. El pH y pOH
    3. Indicadores
    4. Producto iónico del
      H2O
    5. Disociación de
      ácidos polipróticos y bases
      polidroxílicas
    6. Concentracion de h’ al
      añadir acidos a bases fuertes.
    7. Propiedades ácido base
      del agua
    8. Conclusión
    9. Bibliografía

    INTRODUCCIÓN

    Si una corriente
    eléctrica pasa por un alambre de cobre, el
    alambre no cambia, en tanto que los electrones fluyen por el
    alambre en todo su recorrido. El número de electrones en
    el alambre no varia y no hay cambio
    químico. Por otra parte, cuando una corriente pasa por a
    través de una solución electrolítica. Los
    electrones libres no fluyen por la solución, la corriente
    en este caso es transportada por iones y en cada electrodo hay
    reacciones
    químicas.

    En el siguiente trabajo analizaremos algunas de las
    propiedades de las soluciones electrolíticas y
    observaremos las teorías
    que explican el comportamiento
    estudiado en estas soluciones, también estudiaremos las
    distintas disociaciones que se dan en ácidos
    polipróticos y bases polihidroxilicas además
    estudiaremos como se da el producto
    iónico del agua, y sus
    propiedades ácido base, además analizaremos el
    índice de acidez o basicidad de las soluciones a
    través del calculo del pH.

    OBJETIVOS

    • GENERAL

    Conocer los procesos de
    disociación de los distintos compuestos polifuncionales,
    teniendo en cuenta las propiedades ácido básicas
    del agua y el producto iónico de la misma, además
    de distinguir el pH de las distintas soluciones.

    • ESPECIFICOS
    • Determinar la constante de ionización para las
      distintas etapas tanto en ácidos como en bases
      polifuncionales.
    • Descubrir las propiedades ácido – base
      del agua.
    • Explicar la disociación iónica del
      agua.
    • Determinar el pH y pOH de una
      solución.
    • Conocer la importancia de un indicador en la medición de la acidez o basicidad de una
      solución.

    EL pH Y pOH

    El concepto de pH
    (Potencial de Hidrógeno) fue definido por primera vez por
    Soren Poer Lauritz Sorensen (1868-1939) Bioquímico
    danés, originalmente Sorensen. En el año de
    1909.

    La escala de pH fue
    ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones
    del ión (H+) (ión Hidrógeno), en
    varias soluciones sin necesidad de utilizar números en
    forma exponencial, debido a que con frecuencia son números
    muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajar con
    ellos, fue así entonces que se decidió trabajar con
    números enteros positivos.

    El pH de una disolución se define como el
    logaritmo negativo de la concentración del ión
    hidrógeno expresado en (mol/litro), la escala de pH se
    define por la ecuación:

    pH = – log [H+]

    El logaritmo negativo proporciona un número
    positivo para el pH, además el termino [H+]
    corresponde a la parte numérica de la expresión
    para la concentración del ión hidrógeno.
    Debido a que el pH solo es una manera de expresar la
    concentración del ión hidrógeno, las
    disoluciones ácidas y básicas (25°C), pueden
    identificarse por sus valores de pH
    como sigue:

    • Disoluciones acidas: [H+] > 1,0 x
      10-7M, pH < 7.00
    • Disoluciones básicas: [H+] < 1,0
      x 10-7M, pH > 7.00
    • Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 x
      10-7M, pH = 7.00

    Se observa que el pH aumenta a medida que el
    [H+] disminuye.

    En el caso del H2O pura,
    tendremos:

    La disociación del H2O es:
    H2O + H2O ↔ H3O+
    + OH-

    Por tanto [H3O+] =
    [OH-] = 1 x 10-7 mol/litro

    pH = – log [H3O+]

    pH = – log [1 x 10-7]

    pH = 7

    A 25°C, el pH del agua pura y de cualquier
    solución acuosa que contenga concentraciones iguales de
    Ión hidronio y de ión hidroxilo es 7.

    Ej: Calcúlese el pH de una solución cuya
    concentración de ión hidronio es 6,0 x 10
    –5 M

    pH = – log [6,0 x 10 –5]

    = – log [6,0 x 10 –5]

    = – [log 6,0 + log 10 –5]

    pH = -0,78 + 5 = 4,22

    Una escala semejante a la escala del pH puede usarse
    para expresar la concentración del ión hidroxilo de
    las soluciones.

    El pOH se define como el logaritmo negativo de la
    concentración molar de iones (OH) es decir:

    pOH : – log [OH-]

    El pH y el pOH se relacionan así:

    [H3O+] [OH-]=
    10-14; log [H3O+]
    [OH-]= log 10-14

    Luego log [H3O+] + log
    [OH-]= – 14 (- log [H3O+])+ (-
    log [OH-]) = 14

    y decir: pH + pOH = 14

    Ejemplo 2: Cual es el pH y pOH de una solución
    0,0001 M de hidroxido de sodio.

    Solución:

    El NaoH es un electrolito fuerte, su disociación
    es : NaoH Na+ + OH-

    Hallemos entonces inicialmente el pOH
    así:

    pOH = – log [OH-]

    pOH = – log [1 x 10-4]

    pOH = – [log 1 + log 10-4]

    pOH = – log 1 – (-4) log 10

    pOH = 0 – (- 4) log 10

    pOH = 0 – (- 4) . 1

    pOH = 4

    Como la suma del pH y pOH en una solución es
    igual 14, el pH puede determinarse, restando de 14 el valor de pOH.
    En este caso:

    pH = 14 – pOH

    pH = 14 – 4

    pH = 10

    R/ El pH de la solución es 10 y el pOH = 4, lo
    cual indica que la solución es básica ya que el pH
    > 7.

    Este tipo de notación se ha extendido para
    incluir el término pK, que se refiere a constantes de
    equilibrio,
    por lo tanto pKa y PKb se refieren a los
    logaritmos negativos de las constantes de disociación de
    ácido y base, respectivamente. Debería observarse
    explícitamente que el valor de pK para un ácido o
    base dados es una constante a una temperatura
    dada, sin embargo, los valores de
    pH y pOH varían progresivamente.

    Ejemplo 3.

    Calcule el pH de una solución 0,5 F de
    NH4OH si PKb = 1,8 x 10
    -5

    Solución:

    NH3 + H2O NH4+ + OH

    Inicio 0,5 0 0

    Rx X X X

    Equil 0,5- x X X

    Inicial

    Rx

    Equilib

    [NH3] = 0,5

    X

    0,5 – x

    [NH4+] = 0

    X

    X

    [OH -] = 0

    X

    X

    PKb =
    [NH4+] [OH -]
    = PKb = X2
    = 1,8 x 10–5

    [NH3] 0,5 – x

    → X2 = 0,9 x 10-5

    X = 3 x 10 –3

    Luego:

    [OH -] = 3 x 10
    –3

    pOH = – log [OH-]

    pOH = – log [3 x 10 –3]

    pOH = – (log 3 + log 10 –3)

    pOH = – [0,477 + (-3)]

    pOH = – (-2,52)

    pOH = 2,52

    pH = 14 – POH

    pH = 14 –2,52

    pH = 11,48

    Ejemplo 4:

    Un acido debil de formula HA tiene un pH = 5,3 cuando su
    concentración es 0,1 F ¿Cual es su constante de
    disociación?

    HA + H2O H3O+ +
    A-

    Inicial

    Reacción

    Equilibrio

    [HA] = 0,1

    X

    0,1 – x

    [H3O+] = 0

    X

    X

    [A] = 0

    X

    X

    PKa =
    [H30+] [A -] =
    X2__

    [HA] 0,1 – x

    pero pH = – log [H3O+]

    pH = – log X

    • log X = 5,3

    – 5,3 = log X; antilog (-5,3) = X luego:

    antilog 6,7 = X, entonces

    X = 5 x 10-6

    PKa = [5 x
    10-6]2

    0,1 –5 x 10-6

    Despreciando 5 x 10-6 como
    sumando:

    PKa = 25 x 10-12

    0,1

    PKa = 2,5 x 10
    -10

    Los valores de la escala de pH son los que muestra la tabla
    siguiente:

    ESCALA DE
    pH

    [H3O+]

    pH

    [OH-]

    POH

    1 x 100

    0

     

    1 x 10-14

    14

    1 x 10-1

    1

    1 x 10-13

    13

    1 x 10-2

    2

    1 x 10-12

    12

    1 x 10-3

    3

    1 x 10-11

    11

    1 x 10-4

    4

    1 x 10-10

    10

    1 x 10-5

    5

    1 x 10-9

    9

    1 x 10-6

    6

    1 x 10-8

    8

    1 x
    10-7

    7

    NEUTRALIDAD

    1 x
    10-7

    7

    1 x 10-8

    8

     

    1 x 10-6

    6

    1 x 10-9

    9

    1 x 10-5

    5

    1 x 10-10

    10

    1 x 10-4

    4

    1 x 10-11

    11

    1 x 10-3

    3

    1 x 10-12

    12

    1 x 10-2

    2

    1 x 10-13

    13

    1 x 10-1

    1

    1 x 10-14

    14

    1 x 100

    0

    INDICADORES

    La determinación del pH de una solución es
    un problema usual en el laboratorio
    químico, que se resuelve de manera aproximada mediante el
    empleo de un
    indicador.

    Un indicador es un compuesto orgánico en
    propiedades de ácido débil o base débil,
    cuyo ión y la molécula correspondiente presentan
    coloraciones diferentes.

    El pH medio, al actuar sobre el equilibrio de estas dos
    formas hacen que los mismos capten o liberen iones OH-
    o H+, variando la coloración del medio; el
    cambio de color del
    indicador se denomina viraje.

    Una serie de pigmentos naturales presentan un color en
    disoluciones ácidas y otro color en disoluciones
    básicas, por ejemplo el pigmento tornasol tiene color rojo
    en disoluciones ácidas y color azul en disoluciones
    básicas.

    Muchos colorantes sintéticos tienen colores que son
    sensibles a la concentración de iones hidrozonio, por
    ejemplo: el dimitrofenol
    C6H4N2O5 es incoloro
    en disoluciones fuertemente ácidas y amarillo en
    disoluciones básicas y débilmente
    ácidas.

    Veamos el comportamiento de un indicador tipo
    ácido débil RH, el tornasol. En solución muy
    divididas en agua, las moléculas RH se ionizan, en poca
    extención de acuerdo con la ecuación:

    RH + H2O ↔ R- +
    H3O+

    Rojo → Azul

    Si nos encontramos en un medio ácido rico en
    iones H3O+ los iones R- se
    combinan con los iones H3O+ para dar
    moléculas de RH, y el equilibrio iónico anterior se
    desplaza hacia la izquierda, aumentando la concentración
    de RH y disminuyendo la de R-, con lo que la
    solución toma el color rojo de las moléculas
    RH.

    Por el contrario, si el medio es básico por
    adición de iones OH- , los iones
    H3O+, que provienen de la ionización
    de las moléculas RH, se combinan con los iones
    OH- para dar agua, el equilibrio iónico se
    desplaza hacia la derecha, las moléculas de RH desaparecen
    de la solución aumentando la concentración de
    R- con lo que la solución toma el color azul de
    iones R.

    Preparando disoluciones de ácidos y bases fuertes
    de concentraciones conocidas, podemos establecer una serie de
    disoluciones de pH conocido y estas pueden usarse para examinar
    el intervalo de pH dentro del que los indicadores
    naturales y sintéticos experimentan cambios de
    color.

    La mayoría de los indicadores cambian
    completamente de color en un intervalo de pH de unos 2 unidades,
    de modo que observando el color que presentan una serie de
    indicadores añadidos a una disolución de pH
    desconocido, es posible definir el pH de la solución entre
    2 valores que difieren en una unidad de pH.

    La determinación del pH se debe a que la especie
    molecular del indicador tiene un color y la especie ionica tiene
    otro color y de esta manera la especie cuya concentración
    prima dará el color a la solución.

    Si el indicador es ácido, su equilibrio puede
    representarse mediante la ecuación:

    HIn + H2O In- +
    H3O+

    Un caso particular podría se el de la
    fenolftaleina cuya especie molecular HIn es incolora y la especie
    disociada In- es roja. De acuerdo al principio de
    lechetelier si el indicador se agrega una solución
    ácida que contiene los iones H3O+,
    su equilibrio se desplaza mucho en sentido contrario,
    predominando la especie molecular sobre la ionica, por el
    contrario si se agrega a una solución básica el
    equilibrio se desplaza en sentido directo y predomina la especie
    ionica que dará el color a la solución.

    En el caso de que el indicador sea básico, su
    equilibrio puede representarse mediante la
    expresión:

    In OH In+ +OH-

    Y de acuerdo al principio de lechatelier, la especie
    molecular ( In OH) prima en medio básico y la
    iónica (In+) en medio ácido.

    PROPIEDADES DE ALGUNOS
    INDICADORES.

    NOMBRE

    COLOR ACIDO

    COLOR
    BÁSICO

    INTERVALO PH

    Azul de timol

    Rojo

    Amarillo

    1,2 – 2,8

    Azul de bromogenol

    Amarillo

    Azul

    3,1 – 4,4

    Rojo de clorofenol

    Amarillo

    Rojo

    4,8 – 6,4

    Rojo de cresol

    Amarillo

    Rojo

    7,2 – 3,8

    Fenoltaleina

    Incoloro

    Rojo

    8,3 – 10

    Alizarina amarilla

    Amarillo

    Rojo

    10 – 21,1

    Anaranjado de metilo

    Rojo

    Amarillo

    3,1 – 4,4

    Rojo de metilo

    Rojo

    Amarillo

    4, 2 – 6,3

    Azul de bromotimol

    Amarillo

    Azul

    6 – 7,6

    Violeta de metilo

    Amarillo

    Azul violeta

    0, 2 – 2

    Rojo conso

    Azul

    Rojo

    3 – 5

    PRODUCTO IONICO DEL
    H2O

    Puesto que el agua es una
    sustancia anfótera, ya que puede disociar tanto en medio
    ácido como en medio básico.

    No es sorprendente que experimente reacción
    consigo mismo o lo que es lo mismo tiene la propiedad de
    autoionizarse, esto debido a que las moléculas del agua
    pura, se encuentran en equilibrio con una
    pequeñísima cantidad de iones hidrógeno
    (H+) y con una cantidad igual de iones hidroxido
    (OH-), por lo tanto :

    H2O + H2O
    H3O+ + OH- esto es igual
    2H2O H3O+ + HO- o lo
    que es lo mismo H2O H+ +
    OH-

    Como se sabe el agua pura tiene la capacidad de disociar
    en iones por lo que en realidad se puede considerar una mezcla
    de:

    • Agua molecular (H2O)
    • Protones hidratados
      (H3O+)
    • Iones hidroxilo (OH-)

    Ejemplo:

     Para ver el
    gráfico seleccione la opción "Descargar"

    • Disociación del H2O
    • 2 H2O H3O+ +
      OH-

    Este equilibrio existe en agua pura y en todas las
    soluciones acuosas diluidas; se le aplica la siguiente
    expresión de la constante de equilibrio

    Kw = [H3O+]
    [OH-]

    [H2O]2

    la ecuación se puede reordenar de la siguiente
    manera

    K [H2O]2 =
    [H3O+][OH-]

    Sin embargo la concentración de agua
    (H2O) puede considerarse como constante, el termino Kw
    se define como K [H2O]2 por lo
    tanto

    K =
    [H3O+][OH-]

    Se debe tener en cuenta que este equilibrio solo se
    establece en solución acuosas.

    El Kw.

    En la ecuación anterior introducimos la constante
    (Kw) la cual vendría siendo la constante de
    disociación o producto ionico del
    H2O.

    Se ha descubierto que la concentración molar del
    H2O es 55,55gr. y que ha 25oC el valor Kw
    es 1,8 x 10 –16, Sustituyendo este valor en la
    ecuación 5 quedaría:

    [H+] [OH-] = 1,8 x 10
    –16 x 55,55 = 10 –
    14

    De esta manera en el caso del H2O
    pura

    [H+] = [OH-] = 10 –
    7 moles / L

    o lo que es lo mismo

    [H3O+] = [OH-] = 10
    – 7 moles / L

    Debido a que las concentraciones de ambos iones son
    iguales en todo solución diluida tendremos que:

    [H+] = [OH-] es decir
    [H+].[H+] = = [H+]2 =
    10 – 14 mol2 /
    L2

    como el valor de Kw es muy pequeño queda
    introducido en la ecuación del equilibrio.

    Constante de disociación para el
    H2O respecto a un acido o base

    • para el H2O pura
      [H3O1] = [OH-] =
      10-7
    • H2O mas adición de un acido:
      [H3O1] > [OH-] ≠
      10-7
    • H2O mas adición de una base:
      [H3O+] < [OH-] ≠
      10-7

    Aunque su producto ionico debe permanecer
    constante

    [H3O+] x [OH-] =
    10-14

    El valor tan pequeño de Kw hace que la cantidad
    de iones obtenidos por disociación del agua se desprende
    con respecto a la cantidad de iones obtenidos por
    disociación de un acido o una base, es por esto que el
    equilibrio del agua se desprecia cuando se disuelven
    ácidos o bases que presentan una constante de
    disociación mucho mayor.

    Si la constante de equilibrio (Kc) del soluto fuera
    menor a Kw, el equilibrio de este soluto seria despreciable con
    respecto al agua; y si Kc = Kw habría que considerar el
    sistema como un
    ión común.

    Recordemos que el ión común es el efecto
    de desplazar la reacción en sentido contrario de acuerdo
    con el principio de Lechatelier.

    Ejemplo:

    Calcúlese la concentración de ión
    hidronio y la de ión hidroxido en agua pura a
    25°C

    Solución:

    2 H2O H3O+ +
    OH-

    Kw = [H3O+]-[OH-] = 1,0
    x 10-14

    Sea X =
    [H3O+]=[OH-]

    X2 = 1,0 x 10-14

    X = 1,0 x 10-7 M =
    [H3O+] = [OH-]

    Ejemplo 2:

    Calcular la concentración de ion hidronio de una
    solución NOOH 0,100 M.

    Solución:

    En solución acuosa el NOOH es una base fuerte
    puesto que la presencia del ión hidroxido del NAOH impide
    la ionización del agua, la concentración del
    ión hidróxido del agua es despreciable y la
    solución esta constituida por NA+ 0,100 M y
    OH- 0,100 M. En cualquier solución acuosa
    diluida.

    Kw = [H3O+] [OH-] = 1,0
    x 10-14

    [H3O+] [0,100] = 1,0 x
    10-14

    [H3O] = 1,0 x 10-13

    DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS
    POLIPRÓTICOS Y BASES POLIDROXILICAS

    Los ácidos polipróticos son ácidos
    que tienen más de un hidrogeno
    ionizable. Estos ácidos disocian en mas de una etapa y
    cada etapa presenta su propia constante de equilibrio.

    Como ilustración observemos el
    H3PO4 en el agua.

    Si tenemos una solución 0,1 M.

    La especie resultante serian:

    H3PO4 + H2O
    H3O++
    H2PO4-1

    H2PO4-1 +
    H2O H3O++
    HPO2-2

    HPO4-2 + H2O
    H3O++
    PO2-3

    Entonces las constantesde ionización
    serían:

    K1= [H3O+]
    [H2PO4-1] = 7,1 x
    10-3

    [H3PO4]

    K2= [H3O+] [H
    PO4-2] = 6,3 x
    10-8

    [H2PO4-]

    K3= [H3O+]
    [PO4-3] = 4,2 x
    10-13

    [HPO4-2]

    Debemos tener en cuenta que cada disociación
    sucesiva es menor que la que le procede, esto debido a que entre
    más negativa es la especie, es más difícil
    retirarle un protón.

    Esto nos dice que la mayor parte del
    H3O+ se forma en la primera y segunda
    ionización.

    Observemos que Kd = [H3O+1]
    [H2PO4-] =

    [H3PO4]

     Como Kd es muy grande, la ionización es
    extensa y no se puede aproximar a la concentración de
    equilibrio H3PO4 desde su
    concentración inicial. Esto nos produce una
    ecuación cuadrática.

    [H3O+]2 + 7,1 x
    10-3 [H3O+]-7,1 x
    10-4 = 0

    y la solución [H3O+] = 2,3
    x 10-2

    la solución entonces dan como
    resultado

    [H3O+] =
    [H2PO4-]= 2,3 x 10-2
    M y [H3PO4]= 0,1 – 0.023 =
    0,077

    Si usamos la ecuación de la segunda
    ionización y la aproximación predominante viene de
    la primera ionización. Se tiene

    [H PO4-2] = Ka2 =
    [H2 PO4-] = 6,3 x
    10-8 M

    [H3O+]

    Y esta la incluiremos en la expresión para la
    tercera ionización, suponiendo que
    H3O+ es un resultado de la primera
    ionización. Entonces:

    [PO4-3] = Ka3 [H
    PO4-2] = (4,2 x 10
    –13) (6,3 x 10-8)

    [H3O+] (2,3 x 10
    –2)

    = 1,2 x 10 –19 M

    Otro ejemplo podría ser el del

    H2S + H2O ↔
    H3O+ + HS-

    HS- + H2O ↔
    H3O+ + S-2

    Y se distribuye de igual manera al ejemplo
    anterior.

    Las bases polihidroxilicas pueden producir en su
    ionización, mas de un ión oxhidrilo, en la naturaleza se
    encuentran pocos compuestos polihidroxilico en solución,
    pero los que hay los tratamos de la misma forma que con los
    ácidos polipróticos.

    CONCENTRACION DE H’ AL AÑADIR ACIDOS
    A BASES FUERTES.

    Al disolver un ácido fuerte en agua, genera iones
    hidronio o protonos.

    HA + H2O
    →H3O- + A-

    y claro al añadir una base fuerte se generan
    iones hidroxilo:

    NaOH + H2O → H2O + 0H +
    Na-

    AI ser electrolitos fuertes, se ionizan completamente en
    agua y por tanto incrernentan ia concentración de
    H3O+ o de OH- eu
    proporción directa a ia cantidad
    añadida.

    Por ejemplo al añadir O.l moles de NaOH ai agua
    Ia concentración de OH será de O.1+1×107
    – O.l moles/L

    Eu el caso anterior, cuál será la
    concentracíon:

    Equilibrio principal

    H2O(1) =
    H+(aq) + OH(aq)

    O 0.1

    x O.1+ x

    Constante:

    Kw=[H+][OH-]

    Si suponemos que x es pequeña comparada con 0.1,
    y sustituimos tendremos:

    Kw=[H+][OH-]=(x)(0.1)=
    1×10-14

    x=1×10-13M = pH

    Es claro que

    1 x 10-13 <<<
    0.1

    PROPIEDADES ACIDO BASE DEL AGUA

    El agua es un disolvente único. Una de sus
    propiedades especiales es su capacidad para actuar como un
    ácido o como una base.

    El agua se comporta como una base en reacciones con
    ácidos como el Hcl y como un ácido con bases como
    el NH2. El agua es un mal conductor de electricidad ya
    que es un electrolito muy debil, pero experimenta una ligera
    ionización .

    H2Ol ↔ H2
    (h2) +OH- (0-1)

    A esta ecuación en ocasiones se le conoce como
    autoionización del agua.

    Según Bronsted, en su esquema se expresa la
    autoionización del agua como sigue:

    H – O: + H – O: ↔ H – O – H
    +

    ‌ ‌ ‌ + H – O:

    H H H

    H2O + H2O ↔
    H3O+ + O+]-

    Acido 1 base 2 acido2 base 1

    Ejercicio:

    Calcule la concentración de iones OH-
    en una disolución de Hcl una concentración de iones
    hidrógeno es de 1.3 M

    Kw = [H2] [OH-]

    [OH-] = Kw = 1 x
    10-14 = 2,69 x 10-15 M

    [H+] 1,3 M

    CONCLUSIÓN

    Después de analizar todo lo visto anteriormente
    se puede decir que los procesos de disociación tanto de
    ácidos como de bases nos dan una idea bien clara de la
    forma como se presenta un equilibrio en una
    solución.

    De otro lado el producto iónico del agua nos
    relaciona el producto de las concentraciones molares de los iones
    H + y OH – donde lugar a la constante conocida como "
    Constante de ionización del agua ".

    Estudiando las propiedades del agua se pudo notar que
    esta es una sustancia anfótera es decir que se comporta
    como ácido o como base y su comportamiento depende de la
    sustancia con la que actúe.

    Para medir la acidez o basicidad de una solución
    se utiliza el pH, el cual está relacionado con la
    concentración de ión Hidrógeno (
    H+) de una solución. Se observa que el pH
    aumenta a medida que [H+] disminuye, además las
    disoluciones ácidas y básicas pueden identificarse
    a partir de sus valores de pH. Siendo ácidas cuando
    [H+] > 1,0 x 10 –7M,
    Básicas cuando

    [H+] < 1,0 x 10 –7M y
    neutras cuando [H+] = 1,0 x 10
    –7M.

    Una determinación aproximada de pH puede lograrse
    empleando los indicadores que son colorantes ácidos o
    básicos (muy débiles) que tienen la propiedad de
    cambiar su color en solución acuoja en un rango de
    pH.

    BIBLIOGRAFIA

    • GARZÓN Guillermo. Química General.
      Ejemplar 1
    • CHANG Raimond. Química, 4ta
      edic. Edit. Mc Graw – Hill Mexico D.F. 1992.
    • DILLARD C. Golbery David E. E Química,
      Reacciones, Estructuras,
      Propiedades. Edit. Fondo educativo interamericano S.A.
      Bogotá, México, Panamá
      1997.
    • SLOWINSKI, Masterton. Química General Superior
      6 ta edic. Edit. Mc Graw – Hill,
      México 1989.
    • HUTCHINSON. Eric. Química. Los elementos y sus
      reacciones. 2ª Edición. Editorial Reverté
      S.A. México 1968.
    • Internet. Tareas gratis. com. www.
      coomeva.com.

     

     

    Elaborado por:

    VICTOR GALINDO

    FABIAN CALDERON

    ARLET VERBEL

    SAUL BUSTAMANTE

    UNIVERSIDAD DE CÓRDOBA

    MONTERÍA –
    CÓRDOBA

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