Es la medida del grado de acidez de una sustancia. Se calcula como el logaritmo negativo de la concentración de iones H+ (pH = -log[H+]) y va de 0 a 14.

¿Qué es un agente oxidante y qué es un reductor?

El oxidante es la sustancia que se reduce, es decir, gana electrones. El reductor es la sustancia que se oxida, es decir, pierde electrones.

¿Qué es la neutralización?

Es la reacción entre un ácido y una base, que da como resultado una sal y agua. La titulación usa esta reacción controlada para determinar la concentración de una solución ácida o básica.

Reacciones Ácido-Base y Redox: Fundamentos Químicos

Resumen

El documento explica las propiedades de los ácidos y las bases y sus reacciones: con metales, con bases, con óxidos metálicos y la neutralización. También presenta el pH, la fuerza de ácidos y bases y las reacciones redox, con los números de oxidación y el método para ajustar ecuaciones.

Puntos clave

Según Brønsted-Lowry, un ácido es un donador de protones (H+) y una base es un aceptador de protones.
El pH se calcula como pH = -log[H+], en una escala de 0 a 14.
Un ácido reacciona con un metal para dar hidrógeno y una sal, y con una base para dar sal y agua.
En la neutralización, un ácido y una base dan sal y agua.
En una reacción redox, el reductor pierde electrones y se oxida, y el oxidante gana electrones y se reduce.
Para ajustar una ecuación redox se determinan los números de oxidación, se separan las semirreacciones y se igualan los electrones.
Los ácidos y bases fuertes tienen constantes de disociación altas; los débiles, constantes muy bajas.

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Sustancias Ácidas y Básicas

Sustancia ácida: H al principio del compuesto, pH 0-6.9, enrojece el papel azul.
Sustancia básica: Posee ion hidroxilo (OH-), cambia el papel tornasol rojo a azul.

Teoría de Brønsted-Lowry

Ácido: Donador de protones (H+).
Base: Aceptador de protones (H-).

Reacciones de Ácidos

(Hay que equilibrar)

Reacción con metales: Generando hidrógeno y sal.

Ácido + Metal → H₂ + Sal. Ej: HCl + Ca → H₂ + CaCl

Reacción con bases: Ácido + Base → Sal + H₂O.

Ej: HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Reacción con óxidos metálicos: Ácido + Óxido Metálico → Sal + H₂O.

Ej: HCl + K₂O → KCl + H₂O

Reacciones de Bases

Reacción con ácidos: Reacción de neutralización.
Reacción con sales: Se forma otra base, formándose también una sal.

Base1 + Sal1 → Base2 + Sal2. Ej: Ca(OH)₂ + FeCl₃ → Fe(OH)₃ + CaCl₂

Sales y Electrolitos

La relación es que el electrolito puede generar una sal puesto que produce sustancias iónicas.

Indicadores Ácido-Base

Sustancias orgánicas que tienen un color ácido y otro básico.
Fenolftaleína, papel tornasol rojo, azul, pH, universal.

Neutralización

Reacción entre ácido y base, resultado sal y agua.
Concentración de iones positivos y negativos igualados.
Es la titulación técnica para determinar la concentración de una solución ácida o básica a través de una reacción de neutralización controlada.

El pH

Es la medida del grado de acidez de una sustancia.
Se expresa como el logaritmo negativo de la concentración de iones H+.
pH = -log[H+]
La escala es de 0 al 14, establece una relación entre los iones H+ y OH-.

Una solución es:

Ácida
Neutra
Básica

Fuerza de Ácidos y Bases

Relacionada con las constantes de disociación de ácidos (Ka) y bases (Kb).
Ácidos y bases fuertes: sustancias disociadas, constantes altas.
Ácidos y bases débiles: constantes de disociación muy bajas, poco disociados.
Ejemplo: HNO₃ → H⁺ + NO₃^-

Reacciones de Óxido-Reducción (Redox)

Oxidación-Reducción (Redox): Tipo de reacción química donde una sustancia transfiere electrones a otra.
Oxidación: Reacción química donde una sustancia pierde electrones, aumentando su número de oxidación.
Reducción: Reacción química donde una sustancia gana electrones, su número de oxidación disminuye.
Reductor: Sustancia que pierde electrones, se oxida.
Oxidante: Sustancia que se reduce (gana electrones).
Número de oxidación: Número que se le asigna a cada elemento presente en un compuesto.
Método del número de oxidación: Método utilizado para balancear ecuaciones, usando el número respectivo de oxidación.

Proceso Redox

Transferencia de electrones.
a) Reacción de Oxidación: (Sustancia que se oxida pierde e-)

Ej: Fe⁺² → Fe⁺³ + e^-

b) Reacción de Reducción: (Sustancia que se reduce, gana e-)

Ej: Cu⁺² + 2e^- → Cu⁰

Agentes Redox

(Siempre están en los reactantes)

Oxidante: Sustancia que se reduce.
Reductor: Sustancia que se oxida.

Ej: Fe⁺²(reductor) + Cu⁺²(oxidante) → Fe⁺³ + Cu⁰

Estados de Oxidación

Valor numérico asignado a un elemento que se encuentre como ion, sin combinarse o formando parte de un compuesto.

1.- Estado de oxidación = 0 para elementos sin combinar.

Ej: Cu, Fe, Mg...

2.- Iones: Estado de oxidación = carga.

Ej: Cu⁺² → estado de oxidación +2 / Ej: S^-- → estado de oxidación -2

3.- Compuestos neutros: Suma de estados de oxidación = 0.

Ej: H₂O (+1x2 + -2 = 0)

4.- En compuestos, estado de oxidación de O = -2 / H = +1.

*H salvo en los hidruros que es -1. Ej: LiH Li = +1 / H = -1

5.- Iones poliatómicos: La suma de los estados de oxidación de los elementos es igual a la carga.

Ej: SO₄

Equilibrio de Ecuaciones Redox

Determinar el estado de oxidación de los elementos.
Reconocer las semirreacciones de oxidación y reducción.
Determinar los electrones que se ganan o pierden.
Por cada O que falte, se equilibra con H₂O.
Por cada H que falte, se equilibra con un protón (H⁺).
Si la cantidad de electrones por cada semirreacción es diferente, se equilibra el número de electrones y se suman ambas semirreacciones obteniendo la reacción total.