2º Bachillerato

| Ácidos y bases |

| Autor: Enric Ripoll Mira Adaptador a Descartes-JS: Enric Ripoll Mira |

Unidad AB |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |

El pH
Algunas sustancias comunes con su pH
Jugos gástricos → pH 1.0 – 2.0 Jugo de limón → pH 2.4 Orina → pH 4.8 – 7.5 Saliva → pH 6.4 – 6.9 Leche de vaca → pH 6.5 Agua pura → pH 7.0 Sangre → pH 7.3 – 7.4 Limpiador con amoniaco → pH 11 – 12
La escala de pH en disolución acuosa se establece normalmente en una recta numérica que va desde el 0 hasta el 14 (aunque el pH puede ser menor que 0, y mayor que 14). El número 7 corresponde a las soluciones neutras. El sector izquierdo de la recta numérica indica acidez, que va aumentando en intensidad cuando más cerca se está del 0. Por ejemplo una solución que tiene el pH 1 es más ácida o más fuerte que aquella que tiene un pH 6. De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son básicas y son más fuertes o más básicas cuanto más se acercan al 14. Por ejemplo, una base que tenga pH=14 es más fuerte que una que tenga pH=8. De un modo semejante, se define el pOH como el logaritmo decimal cambiado de signo de la concentración de iones hidróxido (OH-) de una solución: pOH = - log [OH-]

| Introducción |

| Introducción histórica |
| Electrolitos |

| Teoría de Arrhenius |

| Teoría de Bronsted-Lowry |

| Teoría de Lewis |

| El pH |

| El producto iónico del agua |
| Notación de pH y pOH |
| Indicadores |

| Fuerza relativa de ácidos y bases |

| Ácidos fuertes y débiles |
| Bases fuertes y débiles |

| Disoluciones de sales |

| Hidrólisis |
| Sal de ácido fuerte y base fuerte |
| Sal de ácido fuerte y base debil |
| Sal de ácido débil y base fuerte |
| Sal de ácido débil y base débil |

| Reacciones entre ácidos y bases |

| Disoluciones reguladoras |

| Valoraciones ácido-base |

| Autoevaluación |