EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS
OBJETIVO. Realizar el estudio de un aspecto muy importante del equilibrio heterogéneo; que
se refiere a sales pocos solubles.
 Determinar el PH de soluciones acuosas empleando indicadores, tales como la
fenolftaleína, anaranjado de metilo, violeta de metilo, etc., todos ellos indicadores
ácidos-básicos y de soluciones que se hidrolizan.
 Determinar la concentración de ácidos y bases por volumetría.
FUNDAMENTO TEORICO.Cuando el equilibrio químico se establece en una fase (una mezcla de gases, una solución
líquida, etc), entonces se tiene un equilibrio homogéneo. Cuando el equilibrio consta de
más de una fase (gas y sólido, o líquido y sólido), se dice entonces que el equilibrio es
heterogéneo. Una solución sobresaturada en equilibrio con el soluto sin disolver es un
ejemplo típico de equilibrio heterogéneo. Para que haya equilibrio entre una sustancia
sólida y su solución, ésta debe estar saturada y en contacto con el sólido no disuelto.
Los compuestos iónicos que forman soluciones acuosas, pueden clasificarse por su
conductividad en electrolitos fuertes (completamente disociados), y débiles (poco
solubles).
Comparación entre los equilibrios homogéneo y heterogéneo en disolución.- Como se
ha visto experimentalmente, las bases y los ácidos débiles nunca se ionizan por completo
en agua. Por ejemplo, una disolución de un ácido no ionizado como los iones H+ y la base
conjugada. No obstante todas estas especies están disueltas, por lo que este sistema es un
ejemplo característico de un equilibrio homogéneo.
Hay otro tipo de equilibrio en el que ocurre la disolución y precipitación de compuestos
ligeramente solubles. Estos procesos son ejemplos de equilibrio heterogéneos, es decir, en
ellos ocurren reacciones en las que los componentes están presentes en más de una fase.
Tenemos que tener en cuenta que cuando un ácido o una base es considerado débil, es por
que el grado de disociación es del rango menores del 1%, algunas veces llegan hasta el
2%.
Sales poco solubles.- Tanto en los análisis cuantitativos y cualitativos, se aprovecha las
solubilidades diferentes para separar solo a una de las sales de una solución. Los cálculos
que emplean los productos de solubilidad pueden indicarnos cuando es posible una
separación de este tipo
El Efecto del Ion común,- Para entender mejor este aspecto, veremos un ejemplo simple:
En una solución 0.1 M de ácido acético, el anaranjado de metilo adquiere su color ácido
rojo. Si sew agrega acetato de sodio a esta solución, el color cambia a amarillo, indicando
que la adición disminuye la acidez de la solución. Esta observación experimental se
explica de inmediato sobre la base del principio de Le Chatelier. El equilibrio
HC2H3O2
H+
+ C2H3O2-
Se desplaza hacia la izquierda por la adición del ion acetato de sodio y la concentración de
H+(ac) disminuye correspondientemente. Puesto que el ácido acético y el acetato de sodio
tienen el ion acetato en común, este fenómeno se llama el efecto del ion común. La
concentración de H+(ac) en una solución de ácido acético a la cual se ha añadido el ion
acetato puede calcularse mediante la constante de ionización del ácido acético.
Ácidos y Bases.- Arrhenius dedujo que un ácido puro, tal como el cloruro de hidrógeno,
HCL, es una molécula neutra, que al disolverse en agua forma iones H+ (aq) y Cl-(aq); es
decir, forma una solución ácida que se le llama ácido clorhídrico. En consecuencia, se
dice que la presencia de los iones H+ en las soluciones, le imparte de carácter ácido.
Igualmente el comportamiento característico de las bases se le atribuye a los iones OH-.
En vista de las limitaciones de la teoría de Arrhenius, Broted-Lowry y propusieron una
teoría más general. Según esta nueva teoría, en una reacción ácido-base, un +acido es un
donador de H+ y una base es el receptor. Las reacciones ácido-base de Bronsted-Lowry
pueden describirse en términos de pares conjugados de ácidos y bases. Los pares
conjugados de ácidos y bases son especies que difieren por un H+.
Cuanto más débil sea un ácido, mayor será la fuerza de su base conjugada; igualmente,
cuanto más débil sea una base, mayor será la fuerza de su ácido conjugado.
La teoría de Lewis amplia aún más el concepto sobre ácidos y bases. Según Lewis, un
ácido es cualquier especie que pueda aceptar o compartir un par de electrones; base es
cualquier especie que puede donar o compartir un par de electrones.
El estudio es la titulación ácido-base nos señala aspectos que se debe considerar de las
reacciones que ocurre entre los ácidos y bases. Con este propósito, es conveniente
distinguir características entre ácidos y bases fuertes y débiles. Usualmente, el término
fuerte se refiere a una sustancia que está completamente disociada en sus iones en una
solución; mientras que el término débil generalmente se refiere a sustancias que están
parcialmente disociadas.
Una solución de un ácido o de una base puede ser caracterizada cuantitativamente
indicando la concentración de iones H+ que tiene. En vez de la concentración de H+, es
de más cómodo utilizar el logaritmo negativo de esta magnitud llamado índice de iones
H+ y designado como pH. De este modo:
pH
= -log H+
Igualmente, se puede caracterizar a una solución por la concentración de iones OH- que
tiene. En vez de la concentración de OH- es más cómodo utilizar el logaritmo negativo de
est magnitud llamado índice de iones OH- y designado como pOH.
pOH = -log OH-
Los valores de pH y pOH no son independientes; por lo que el equilibrio entre los iones
H+ y OH- se satisfacen en toda solución acuosa. Por tanto:
pH
+ pOH
= 14
La titulación ácido base es una de las técnicas más importantes de la Química. El
procedimiento general consiste en determinar la cantidad de un ácido de una cantidad
medida y equivalente de una base o viceversa. Para encontrar el punto de equivalencia se
utiliza el indicador apropiado para cada caso.
HIDRÓLISIS.- Es el proceso que se presenta cuando uno o ambos iones de una sal
reaccionan con el agua formando una base débil o una ácido débil o ambos.
Puesto que los ácidos débiles y base débiles en solución acuosa están siempre en
equilibriuo con sus iones, estas reacciones de hidrólisis serán siempre en equilibrio.
CH3COOH(l) + H2(l)
 CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
Podemos indicar que por lo general, cuando las sales consideradas como electrolitos
fuertes se disuelven en agua se ionizan completamente. En consecuencia, las
propiedfadesácidos-bases de las soluciones de las sales se debe al comportamiento de sus
cationes y aniones.
Muchos iones pueden reaccionar con el agua para generar H+(aq) y OH-(aq). Los iones de
ácidos débiles, HX, son básicos, y en consecuencia reaccionan con el agua para producir
iones OH- (aq) . En cambio, los aniones de ácidos fuertes, como el ion Cl- , es una base
conjugada sumamente débil, incapaz de hidrolizarse y producir iones OH-(aq).
Indicadores ácido-base.- El punto de equivalencia es el punto en el cual el numero de
iones OH- que se añaden a una disolución es igual al número de iones H+ presentes
inicialmente. Para determinar el punto de equivalencia en una titulación, se debe conocer
con exactitud cuánto volumen de base se ha añadido desde una bureta a un ácido
contenido en un matraz. Una forma de lograrlo es añadir unas gotas de un indicador
àcido-base a la disolución ácida al principio de la titulación. Se debe tener en cuenta que
un indicador es, por lo general, un ácido orgánico o una base orgánica débiles que tiene
colores diferentes en sus formas ionizada y no ionizada. Estas dos formas están
relacionadas con el pH de la disolución en la que se disuelva el indicador . El punto final
de una titulación se alcanza cuando el indicador cambia de color. Sin embargo, no todos
los indicadores cambian de color al mismo pH, así que la elección de un indicador para
una titulación en particular depende de la naturaleza de ácido y de la base utilizada ( es
decir, si son fuertes o débiles). Al elegir el indicador apropiado, el punto final de la
titulación se puede utilizar para determinar el punto de equivalencia, como se vera a
continuación.
Para que un ácido monoprótico débil, que se denominara Hln, sea un indicador eficaz, este
ácido y su base base conjugada In- deben tener colores muy diferentes. El ácido Hln se
ioniza muy poco en una disolución.
Hln(ac)  H+(ac) +
In-(ac)
Si el indicador esta en n medio suficientemente ácido, el principio de Le Chatelier
predice que este equilibrio se desplaza hacia la izquierda y el color del indicador que
predomina es de la forma no ionizada (Hln). Por otra parte, en un medio básico el
equilibrio se desplaza hacia la derecha y predomina el color de la base conjugada (In -).
En general, se pueden usar las siguientes relaciones de concentraciones para predecir el
color del indicador que se puede percibir:
Hln
In-
In-
 10
predomina el color del ácido (Hln)
 10
Predomina el color de la base
conjugada
Hln
Si Hln  In-, entonces el color del indicador es una combinación de los colores de
Hln e In-.
Ahora veremos el ejemplo dl papel del tornasol, la cual es un indicador que contiene la
llamada azolitnina cuyas moléculas no disociadas son de color rojo y los aniones de color
azul.
Si acordamos que cualquier indicador se designe como Hln y sus aniones con In-. La
disociación del tornasol en las soluciones puede ser representada de la siguiente forma:
Hln  H+
(rojo)
KIn
+
In(azul)
H+In-
=
Hln
Cuando el tornasol se disuelve en H2O, sus moléculas Hln que coexisten con los aniones
In- dan a la solución un color intermedio.
Si esta solución se le añade una pequeña cantidad de alguna solución ácida, la reacción se
desplaza hacia la izquierda, como lo habíamos indicado anteriormente.
Para un mejor entendimiento, los iones H+ introducidos con el ácido se combinaran con
casi todos loa aniones In- presentes en la solución formando mas moléculas no ionizadas
de Hln y la solución se tornara rojo. Sin a la solución neutra de tornasol se deslazara hacia
la derecha, es decir, en dirección a la acumulación de os iones In- y la solución se tornará
de color azul. El cambio de color de otros indicadores se explica de una manera similar.
Puesto que los ácidos débiles y base débiles en solución acuosa están siempre en
equilibrio con sus iones, estas reacciones de hidrólisis serán siempre en equilibrio.
H3COOH(l) + H2O(l)
 CH3COO-(aq) + H3O+(aq)
Podemos indicar que por lo general, cuando las sales consideradas como electrolitos
fuertes se disuelven en agua se ionizan completamente. En consecuencia, las propiedades
ácidos-bases de las soluciones de las sales se debe al comportamiento de sus cationes y
aniones.
Muchos iones pueden reaccionar con el agua para generar H+(aq) y OH-(aq). Los iones de
ácidos débiles, HX, son básicos, y en consecuencia reaccionan con el agua para producir
iones OH- (aq) . En cambio, los aniones de ácidos fuertes, como el ión Cl- , es una base
conjugada sumamente débil, incapaz de hidrolizarse y producir iones OH-(aq).
Indicadores.- Son compuestos orgánicos de estructura compleja que cambian de color en
solución a medida que cambia el PH. Por ejemplo, el anaranjado de metilo es rojo en
solución de PH inferiores a 3.1 y amarillo y rojo en el nivel de PH de 3.1 y 4.5. Se han
descrito y utilizado muchos indicadores. Algunos aparecen en la Tabla siguiente:
Indicadores Acido - Base
Ind
Viol
Indicador
Col
violeta de metiloAm
Color AcidoCol
amarillo Viol
Color Base Inter
violeta 0.3
Intervalo de PH
0.3 – 2.0
Roj
rojo
Am
amarillo
1.0
1.0 – 2.5
Rojo de o-cresolRoj
rojo
Am
amarillo
1.0
1.0 – 2.0
Ana Anaranjado de Roj
metilo
rojo
Am
amarillo
3.0
3.0 – 4.4
Roj
rojo
Am
amarillo
4.4
4.4 – 6.0
6.0
6.0 – 8.0
7.0
0.7– 8.0
Azu Azul de timol
Roj
Rojo de metilo Roj
Azu Azul de
bromocresol
Am
Roj
Roj
Rojo neutro
amarillo Azu
rojo
Am
azul
amarillo
Roj
Rojo de cresol Am
amarillo
Roj
rojo
7.0
7.0 – 9.0
Fen Fenolftaleína
Inco
incoloro Roj
rojo
8.0
8.0 – 10.0
Tim Timolftaleína
Inco
incoloro Azu
azul
9.4
9.4– 10.6
Am Amarillo de
alizarina
Am
amarillo Viol
violeta
10.0
10 – 12.0
1,3, 1,3,5Trinitrobenceno
Inco
incoloro Roj
rojo
12.0
12 – 13.4
El PH de una solución se determina generalmente mediante un potenciómetro, pero
también puede utilizarse indicadores para este propósito.
Los indicadores son ácidos o bases débiles. Debido a su intensa coloración, sólo se
necesitan unas pocas gotas de una solución diluida de un indicador para cualquier
determinación. Es por eso que la acidez de la solución en cuestión no es alterada
significativamente por la adición del indicador.
PROCEDIMIENTO:
Preparamos 2 tubos de ensayo en uno colocamos 1 ml de NaCl(ac) (incoloro) y en el otro
1 ml de K2CrO4 (dicromato) color amarillo. A cada tubo colocamos unas gotas AgNO3
en el primer tubo se observa un precipitado blanco, en el segundo tubo se observa un
cambio de coloración de amarillo a naranja ladrillo. Este preparado sirve para compararlo
con el que vamos a obtener en el siguiente paso.
En el Erlenmeyer pipeteamos 10 ml de NaCl(ac) con 2 gotas K2CrO4 tomando una
coloración amarilla pálido, AgNO3(ac) en la bureta y dejamos caer gota a gota sobre la
solución preparada hasta observa un cambio de color el volumen descargado de AgNO3 es
11ml.
EXPERIMENTO Nº 2 Determinacion del pH de soluciones acidas de diferentes
concentraciones
PROCEDIMIENTO:
Medimos 5 ml de HCl(ac) (0.1M) en un tubo de ensayo de 13 x 100mm etiquemos tubo 1,
del cual retiramos 0.5 ml HCl(ac) a un segundo tubo y añadimos 4.5 ml de agua,
etiquetamos tubo, HCl(ac) (0.01M) y así repetimos sucesivamente. Hasta cuarto tubo
(0.0001M). anotamos las concentraciones de los cuatro tubos y vertimos la mitad a otros
cuatro tubos, a los cuatro primeros le colocamos dos gotas de violeta de metilo y a la
segunda serie dos gotas de anaranjado de metilo y anotamos los colores.
EXPERIMENTO Nº 3 Determinación de la concentración del ion hidrógeno en una
solución ácida desconocida
PROCEDIMIENTO
Medimos 5 ml de HCl(ac) (XM) lo dividimos en partes iguales, en dos tubos 13 x 100
mm y añadimos dos gotas de violeta de metilo a una de ellas y al otro dos gotas de
anaranjado de metilo y comparamos los colores con las 2 series del experimento Nº1, para
determinar su concentración. Los colores eran similares a las contenidas en los tubos del
segundo preparado y tercer preparado cuya concentración HCl(0.1M) y HCL (0.01M)
EXPERIMENTO Nº 4 Titulación de un ácido débil con una base fuerte” CH3COOH
con NaCH con indicador anaranjado de metilo
PROCEDIMIENTO
Medimos 10 ml de CH3COOH(ac) ácido concentrado de concentración desconocida, y lo
vertemos en el Erlenmeyer, colocamos 20 ml de agua destilada y 2 gotas de indicador
anaranjado de metilo. Esta solución toma un color rosa.
Llenamos la bureta con NaOH (0.1M) y dejar que gotee lentamente en el Erlenmeyer
hasta observa que produzca un cambio de coloración notorio. Cuando el volumen
desalojado de NaOH es 2.1 ml se nota un ligero cambio de color en la solución de naranja
a amarillo
CALCULOS Y RESULTADOS
Hallando la contracción desconocida.
1.-Primeramente hicimos una dilución del ácido acético al cual vertimos 20 ml de agua:
aquí el número de moles del soluto se conserva.
ninicio = nfinal
(x) (10ml) = (y)(30 ml)
 y= x/3 (relación de concentración)
donde:
x: concentración de ácido (CH3COOH(ac))
y: concentración de ácido diluido (CH3COOH(ac))
2.-Con esta solución hacemos la titulación. En el cual # de equivalentes del ácido es igual
al de la base.
#equi CH3COOH = # Equi NaOH
NCH3COOH . . VCH3COOH = NNaOH .  . VNaOH
MCH3COOH .  . VCH3COOH = MNaOH .  . VNaOH
x . 1 (30) ml = (0.1) (1) (2.1) ml
3
X = 0.021 M
CUESTIONARIO
1.-¿Cuáles son las ecuaciones correspondientes de la experiencia referente a las sales
poca solubles?
Los cálculos que se emplean los productos de solubilidad que pueden indicarnos cuando
es posible una separación de este tipo
Cl-1(ac) + Ag+(ac) 
AgCl(s)
Kps=[Ag+][Cl-]
CrO4-2 + 2Ag+

Ag2CrO4
Kps= [CrO4-2][Ag+]
2.-En la Experiencia N°1 ¿Cuantos ml de nitrato de plata empleo hast5a observar el
cambio permanente y que concentración de iones [Cl-1]significa tal volumen?
Se cumple lo siguiente:
C1.V1 = C2.V2
C1=0.01M [Ag+]
C2= X
V1= 10ml
V2=9.9ml
De donde X = 0.0099M.
3.-¡A que concentración de iones [Ag+] precipita el ClAg?
Cl-1(ac) + Ag+(ac)

AgCl(s)
:
equi Cl-1 = equi Ag+1
N1.V1 = N2V2
0.01x0.1mL = Xx0.15mL
X = 0.0066
Ag+ = 0.0264
4.-¿Qué concentración de iones cloruro queda en la solución al momento que
empieza a precipitar el CrO4Ag2
CrO4-2 + 2Ag+

Ag2CrO4
:
equi CrO4-2 = equi Ag+1
N1.V1 = N2.V2
5.-¿Cómo se determinara si una solución es ácida o básica?
Para estos casos se usa los llamados indicadores, que generalmente son de procedencia
orgánica, estos indicadores adoptan un determinado color, según sea el caso de que una
sustancia sea ácida o básica, estos colores son característicos para cada indicador. Se tiene
que tener en cuenta que los indicadores, determinan la acidez o basicidd de una sustancia ,
mas no lo determina cuantitativamente, es decir, no determina su grado de acidez y
basicidad.
6.-En la experiencia N°4, al agregar 20ml de H O destilada, ¿vario el N° de moles de
CH3COOH?¿Por qué?
El número de moles del CH3COOH sigue siendo constante, yav que sólo se hecho agua, y
en ningun momento se quita algo de la disolución, el ácido solo se diluye. Pero de su
concentración no podemos decir lo mismo, a pesar de ser un ácido debil, en la cual su
grado de disociación es del orden menor del 1%, igual se disocia, aunque para ser
cálculos, para un mejor manejo de la matematica, en la arte disociada, se desprecia, y el
resultado final no difiere en mucho.
7.-¿Cuántas moles de NaOH se utilizaron en la experiencia N°4?
Cuando echamos el NaOH a la disolución del CH3COOH, cuyo volumen total fue de
30ml de disolución, y el NaOH gastado fue de 10.3 mL, entonces:
n = M.V
0.1x(10.3/1000) = 10.3x10-4moles
8.-¿A que llamamos PH y POH?
Dado que las concentraciones de los iones OH- y H+ son, con frecuencia, números
pequeños, lo cual dificulta el trabajo y es muy difícil, Soren Sorense, en 1909, propuso
una medida más práctica denominada pH.
El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión
hidrógeno (en mol/l)
pH
=
-logH+
Disoluciones ácidas:
H+  1.0x10-7M, pH  7.00
Disoluciones básica:
H+  1.0x10-7M, pH  7.00
Disoluciones neutras:
H+ = 1.0x10-7M, pH = 7.00
Observe que el pH aumenta a medida que H+ disminuye.
Con el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido de una disolución se
puede obtener una escala de pOH, análoga al pH. Asi el pOH se define como
pOH = -logOH-
Y mediante el producto ionico del agua, se puede obtener una relación entre pH y pOH:
pH
+ pOH
= 14
9.-¿Cuál será el pH de las siguientes concentraciones de H+ :10,10-1,10-7,10-14,10-2
M?
Sabemos que para calcular el pH de una solución sólo se debe conocer la concentración de
los iones H+, entonces:
= -logH+
pH
H+
10
10-1
10-7
10-14
10-2
pH
-1
1
7
14
2
10.-Haga una gráfica pH vs V del Experimento N4.
11.-Indique algún método para determinar la cantidad de AgNO3.
Podemos determinar la cantidad de AgNO3, al momento de titularlo, al tomar el volumen
usado justo cuando empieza la precipitación, conociendo de antemano la concentración
del AgNO3 ,
Conociendo el volumen usado, y la concentración, podemos hallar el número de moles, y
por ende la masa usada
12.- Cierto estudiante forma una cantidad no determinada de un ácido débil de
carácter desconocido; la disuelve en una cantidad no medida de agua, y la titula con
una base fuerte de concentración desconocida. Cuando el ha agregado 10ml de base
observa que la concentración de H3O+de 10-5M.continua la titulación hasta que
alcance el punto de equivalencia para la neutralización de iones H+. En este punto su
bureta indica 22.2ml ¿Cuál es la constante de disociación del ácido?
Vb=0.0222l
HA + BOH
Sabemos
Ca.Va
En el equilibrio:
Luego
AB + H2O
Cb.Vb
Cb.Vb
moles HA = moles BOH
Ca.Va = Cb.(0.0222)
HA +
0.0222 Cb
BOH
0.01Cb
Cuando se establece el equilibrio :
HA(aq)

AB + H2O
H+(aq) + OH-1
0.01Cb
[H+] = 10-5M
[HA]
[H+]
[A-1]
[HA] = (0.022Cb /V+0.01) – 10-5
Ka= [H+][A-1] / [HA] = (10-5)(0.01.Cb /V+0.01+10-5)  8.19.10-6
0.0222Cb / V+0.01 - 10-5)
13.- Una solución de un ácido desconocido fue titulada con NaOH, 0,1M. Se alcanzó
el punto de equivalencia cuando se había agregado 36.12ml de base. Luego se
agregaron 18.06mL de HCl, 0.1M a la solución, y se encontró que el pH, medido con
un potenciómetro era 4.92. Calcule la constante de disociación del ácido desconocido.
HA
 A- + H+
Ka = [A-] [H+]
[HA]
PH = 4.92
[H+] = 1,2.10-5
# de moles H+ =V.C.(54,81)(1,2.10-5) = 65.10-6
cuando se agrego 18,06ml de HCl
# de moles H+ = (18,06).(0,1) = 1,806
# de moles A- = (0,1).(36,12) = 3,612
Inicialmente moles de HA : 3,612-1,806 = 1,806
(HA) = 1,806
= 0,03
54,18
H+ = 1,2.10-5
A-1 = 0,03
OBSERVACIONES Y CONCLUSIONES
- Las bases siempre reaccionan con los ácidos, ambos fuertes, en una reacción llamada de
neutralización, y sus productos serán sus respectivas sales y agua.
- Tanto los ácidos como las bases en soluciones acuosas conducen la electricidad.
- Los ácidos y las bases, son clasificados de fuertes o débiles según su grado de disociación,
los ácidos débiles y bases débiles el grado de disociación es de apenas del 1 %, en algunas
casos llegan al 2 %, es decir, su disociación es mínima, en cambio los ácidos fuertes y bases
fuertes, sus grados de disociación son del orden del 90 % a mas, incluso en muchos casos
llegan al 100%.
- En el experimento 2, se nota que cada uno de los tubos tiene diferente concentración, esto
se puede observar también debido al color de cada uno, y gracias a ello en el experimento 3
pudimos determinar , por comparación de colores, la concentración del ácido desconocido.
- Las constantes son herramientas muy importantes en los trabajos de laboratorio, ya que
con ellos se pueden encontrar concentraciones desconocidas, así como disociaciones
buscadas.
- Los indicadores son herramientas fundamentales, ya que gracias a ellos, podemos
determinar la basicidad o la acidez de una solución encontrada experimentalmente.
- La fuerza de acidez, en la tabla periódica aumenta de izquierda a derecha, y de arriba
hacia abajo.
- La teoría de Arrehnius esta restringida a moléculas que producen iones H+ y OH-.
- La teoría de Bronsted y Lowruy se aplica a cualquier sistema de solventes protónicos, es
decir, que engan moléculas que pueden ceder o aceptar electrones
- La teoria de Lewis saca a los ácidos y bases de los límites del medio acuoso, no todo se
restringe al protón (H+) si no que incluye otros iones.
-Se siguen utilizando las tres teorías en cada sistema apropiado debido a que si una
sustancia es ácido, lo será en cualquier de las tres teorías.
-
Los indicadores nunca intervienen en una reacción, y el color de estos varía de
acuerdo a la concentración de iones H+.
-
El PH de algunas sustancias pueden ser hallados experimentalmente por
comparación de color frente a patrones con un mismo indicador.
-
Un ácido débil no se disocia al 100% es por eso que su PH varía de cuerdo a su
concentración, en cambio los ácidos fuertes se asume que reaccionan totalmente.
-
Una de las formas como hallar la concentración de ciertas sustancias, es por medio
de la titulación, con lo cual se medirá un volumen gastado necesario para que se
formen los productos.
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Soluciones Acuosas de Ácidos y Bases Débiles

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CálculosEquilibrioFísicoquímicaIndustrialesIonización del agua

Constante de Madelung de una red lineal y una bidimensional cuadrada por el método de Ejven

Constante de Madelung de una red lineal y una bidimensional cuadrada por el método de Ejven

Estado sólidoCristal iónico, ionesPrimeros, segundos, terceros vecinosRedes lineales unidimensionales bidimensionales

Cambios químicos

Cambios químicos

ÁcidosOxidacionesSustancia: moléculasQuímicaBases

Química General E Inorgánica

Química General E Inorgánica

FarmaciaMonóxido de CarbonoObtención del Cloro MolecularComportamiento Ácido-Base y Redox de los Oxoácidos de los HalógenosEstados Alotrópicos del CarbonoCombinaciones Hidrogenadas

Propiedades de ácidos y bases

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Compuestos químicosExperimentación químicaAcidez o alcalinidadIndicadores de PHReacciones

UNIVERSIDAD DE SAN CARLOS DE GUATEMALA FACULTAD DE AGRONOMIA ÁREA DE CIENCIAS

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Control PH en alimentos

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