Determinacion De La Pureza Del Hidroxido De Sodio

INTRODUCCION
teoría de ácidos y bases de arrhenius:
Las definiciones de Arrhenius son útiles en la actualidad, siempre y cuando se trate de soluciones acuosas.
Ácidos y bases de Arrhenius:
 Los ácidos liberan iones hidrógeno en agua.
 Las bases liberan iones hidróxido en agua.
Ejemplo de la teoría de Arrhenius:
El ácido Clorhídrico , HCl (ac) reacciona con el magnesio metálicoproduciendo hidrógeno gaseoso y cloruro de magnesio.
2 HCl (ac) + Mg H2 (g) + MgCl2 (ac)

Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry
Las definiciones de Bronsted - Lorwy son,
Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+
Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-
Ejemplo de la teoría de Bronsted - Lowry:
En lareacción del cloruro de hidrógeno gaseoso, HCl (g), con agua para dar ácido clorhídrico, el HCl (g) es el donador de protones. Todas las bases de Arrhenius son también bases de acuerdo con la definición de Bronsted, pero hay otras bases. En el caso de la reacción del cloruro de hidrógeno con el agua, el receptor de protones (la base) es el agua.
HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

Teoríade Ácidos y Bases de Lewis
las definiciones para ácidos y bases son:
 Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
 Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Ejemplo de la teoría de Lewis:
El amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formarun par ácido-base:
H3N: + BF3ðH3N-BF3
Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo. (H+)



PKA
Una forma conveniente de expresar la relativa fortaleza de un ácido es mediante el valor de su pKa, que permite ver de una manera sencilla en cambios pequeños de pKa los cambios asociados a variaciones grandes de Ka.Valores pequeños de pKa equivalen a valores grandes de Ka (constante de disociación) y, a medida que el pKa decrece, la fortaleza del ácido aumenta.
Un ácido será más fuerte cuanto menor es su pKa y en una base ocurre al revés, que es más fuerte cuanto mayor es su pKa.
Esas constantes de disociación no son fijas, dependen de otras variables. Por ejemplo, la constante de disociación cambia atemperaturas diferentes. Sin embargo, mantiene su valor a la misma temperatura, ante cambios de la concentración de alguna de las especies o incluso ante la acción de un catalizador.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch
La ecuación de Henderson-Hasselbalch es una fórmula química que se utiliza para calcular el pH, de una solución buffer, o tampón, a partir del pKa (la constante de disociación delácido) y de las concentraciones de equilibrio del ácido o base, del ácido o la base conjugada

ACIDOS FUERTES: Son los que se ionizan en un gran porcentaje en el agua, incluso en soluciones bastante concentradas.
ejemplos: H+ Li+ Na+ K+ Be+2 Mg+2 Ca+2 Sr+2 Sn+2 Al+3 Si+4
ACIDOS DEBILES: Son los que alcanzan un pequeño porcentaje de ionización en le agua.
Ejemplos: Cu+ Ag+ Au+ Ti+Hg+ Cs+ Pd+2 Cd+2 Pt+2 Hg+2


Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser donados para formar enlaces covalentes dativos. (OH-







PROPIEDADES DE LAS BASES
 Cambian de color a los indicadores tratados previamente con ácidos.
 En disolución, presentan sabor amargo (a lejía); también destruyen los tejidos vivos y conducen la corriente eléctrica.
Anulan ("neutralizan") el efecto de los ácidos.
 Sus disoluciones acuosas producen una sensación suave (jabonosa) al tacto.
 Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos colorantes vegetales; por ejemplo, devuelven el color azul al tornasol enrojecido por los ácidos.
 Precipitan muchas sustancias,que son solubles en los ácidos.
 Pierden todas sus propiedades características cuando...