cuestionario

1. ¿Qué es un ácido fuerte y un ácido débil?
Ácido fuerte: es un ácido que se disocia casi por completo en solución acuosa para ganar electrones (donar protones).
Ácido débil: es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa.Aporta iones  al medio, pero también es capaz de aceptarlos. 
2. ¿Qué es la constante de equilibrio y cómo se representa matemáticamente?
 Esdefinida en termodinámica química como la relación matemática que se establece a partir de las concentraciones de los compuestos químicos que se forman en una reacción de disociación al alcanzar su punto de equilibrio.

3. Expliquen que es un ácido y una base en cada una de las teorías (Arrhenius, Bronsted-Lowry y Lewis)
Bronsted-Lowry
Arrhenius
Lewis
ácidos son sustancias capaces de donar unprotón (H+)
Ácido: especies químicas que contienen hidrógeno
Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.

 bases son capaces de aceptarlos.
Base especies que contienen iones hidroxilo
Una base de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.


4. ¿Qué características principales tienen las bases? Y ¿cuáles son lascaracterísticas de los ácidos?

5. ¿Qué es un par ácido – base conjugado? y explique con dos ejemplos.
Un ácido y una base que sólo difieren por la presencia o ausencia de un protón
Ejemplo:
El análisis de la reacción del ácido clorhídrico con el agua puede servir de ejemplo:
HCL(aq) + H2O ↔ H3O+(aq) + Cl-(aq)
ácido ↔ base

6. ¿Cómo se disocia el agua y determine la constante deautoprotólisis?
La constante de disociación del agua, expresada por Kw, es la constante de reacción asociada a la reacción química de autoprotolisis:


7. Exprese matemáticamente el cálculo del pH:

pH= -log[Concentración]

8. ¿Cuál es el valor más bajo de pH que puede existir?
1
9. ¿Qué es una disolución buffer?
Son aquellas disoluciones cuya concentracion de protones apenas varia alañadir acidos o bases fuertes, ayudando a mantener un pH constante en una reacción.
10. Determinar la ecuación de Henderson‐Hasselbach en una disolución reguladora de pH básico:



11. Escribe 4 ejemplos de indicadores de ácido‐base más comunes y su rango de pH.

Fenolftaleina (8.3-10.0)
Rojo de metilo (4.2-6.3)
Azul de timol (1.2-2.8 y 8.0-9.6)
Verde de bromocresol (3.8-5.4)

12.¿Qué es el punto de equivalencia y cómo se llega a él?
Punto de una valoracion en el que la cantidad de valorante añadido es exactamente la exigida por la reaccion estequiometrica con el analito.
13. Explica los tipos de electrodos.
Los electrodos se usan por pares: uno, que se llama de referencia, se construye de modo que su potencial de semicelda permanezca escencialmente constante durantela medida;el otro, denominado indicador se introduce en la disolución que contiene el ion y es realmente el que mide su concentración. Para ello se emplea un potenciómetro (o voltímetro de alta impedancia), que mide el potencial de la pila formada con ambos electrodos, aplicando internamente la ecuación de Nernst para calcular la concentración iónica que justifica el valor de potencial medido.14. ¿Por qué cambian de color los indicadores?
Por la desaparición del analito o la aparición del exceso de valorante.
15. Explica cómo se escoge adecuadamente un indicador
Se debe elegir de acuerdo al punto de equivalencia que presente el indicador y el rango de pH en donde este cambia de color. (elegir el indicador con un punto final lo más proximo posible al punto de neutralizacion oequivalencia).
16. En el caso de los ácidos débiles, ¿Qué hay que considerar para el cálculo de pH?
un ácido débil no se halla totalmente disociado en agua, sino que se establece un equilibrio ácido base, es decir, entre la forma molecular del ácido y la forma des protonada (su base conjugada), por lo tanto para su  constante de equilibrio se incluye en ella la concentración de agua

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