2012

QUÍMICA MENCIÓN QM-19

ÁCIDOS Y BASES

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INTRODUCCIÓN

Las reacciones entre los ácidos y las bases se encuentran dentro de las más importantes en

química. A pesar del gran interés de las reacciones en medio acuoso (soluciones) por la vital

importancia en biología, es importante mencionar que este tipo de reacciones se produce en

muchos otros solventes de polaridad semejante o distinta a la del agua.

Desde hace mucho tiempo se conoce a un conjunto de compuestos que presentan propiedades

comunes y que es posible agruparlos bajo el nombre de ácidos o bases. A mediados de 1800

Michael Faraday descubrió que las soluciones acuosas de ácidos y bases eran capaces de conducir

la corriente eléctrica, lo que permitió comprender que éstas contenían iones libres.

Las experiencias realizadas y concluisiones obtenidas a lo largo del tiempo de investigación

permitieron establecer un conjunto de características comunes a ácidos y bases que se detallan a

continuación:

TEORÍAS ÁCIDO BASE

ARRHENIUS

Arrhenius define a un ácido como toda sustancia que al disolverse en agua libera el ion H+

(protón). De manera similar una base será aquella que en solución acuosa libera al ion OH-

(hidroxilo).

Lo anterior, se toma de referencia en base a la reacción de disociación del agua, dada por:

H2O H+ + OH-

Según Arrhenius:

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Algunos ejemplos:

HBr(ac) H+(ac) + Br-

(ac)

ácido

KOH(ac) Na+ (ac) + OH- (ac)

base

De lo anterior, se infiere que cuando un ácido se mezcla con una base, los iones H+ del ácido

reaccionan con los iones OH- de la base, produciéndose una reacción de neutralización de cargas

eléctricas, que genera H2O y una sal.

ÁCIDO + BASE SAL + AGUA

Reparos en la teoría de Arrhenius

LOWRY-BRÖNSTED De manera independiente Nicolaus Brônsted y Thomas Martín Lowry plantearon en 1923 una teoría que extiende la definición de ácidos y bases a la transferencia protónica H+.

De acuerdo a lo anterior las reacciones ácido-base son reacciones de transferencia e intercambio protónico. Ejemplo:

HBr + H2O H3O

+ + Br-

Ácido1 Base1 Ácido2 Base2 Como la reacción puede considerarse en equilibrio se encuentran reaccionando 2 ácidos y 2 bases, se habla técnicamente de par ácido-base conjugado.

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Para el ejemplo anterior debemos decir que:

El ión bromuro, Br-, producido en la reacción, es la base conjugada del ácido bromhídrico, HBr. El ión hidrónio, H3O

+ es el ácido conjugado de la molécula de agua. Si un ácido tiene gran tendencia a ceder un protón, el proceso inverso se dará en menor medida, vale decir, la base conjugada respectiva será un mal aceptor de iones H+. En general:

“cuanto más fuerte sea un ácido (o base), más débil tendrá que ser su base (o ácido) conjugada”

El equilibrio de la reacción ácido-base se desplazará siempre en el sentido de la formación del ácido o base más débil.

Importancia de la teoría de ácido-base conjugada

LEWIS Gilbert Lewis, uno de los físico-químicos más prominentes de los comienzos del siglo XX, fue el

primero en definir ácidos y bases dirigiendo la atención sobre la idea de que las bases donan

pares de electrones que comparten con los protones donados por los ácidos.

Así, un ácido puede definirse como una sustancia que acepta pares de electrones y una base,

como una sustancia que tiene pares de electrones disponibles, en otras palabras un ácido es

deficiente en electrones y una base presenta exceso de electrones. Un ejemplo:

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En la reacción anterior, el NH3 presenta un par de electrones sin enlazar y que puede compartir,

por lo tanto, se comporta como una base, el BF3 en tanto, es capaz de aceptar esos electrones de

modo que se comporta como un ácido. Las especies con déficit de electrones, como el trifloruro de

boro, BF3, tricloruro de Aluminio, AlCl3 y cloruro de cinc, ZnCl2, son llamadas ácidos de Lewis para

distinguirlas de los ácidos donadores de protones de Lowry-Brönsted.

RESUMEN

Arrhenius Lowry-Brönsted Lewis

Ácido Libera H+

HCl; HNO3

Libera H+

H3PO4

Acepta electrones

ZnCl2; AlCl3

Base Libera OH-

KOH; Mg(OH)2

Acepta H+

NH3

Cede electrones

F-; PH3

ÁCIDOS

BASES

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FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES

Si un ácido tiene mayor tendencia a donar protones que otro, se dice que es más fuerte, y si una

base presenta mayor tendencia a aceptar protones que otra, se dice que es una base más fuerte.

La fuerza de un ácido o una base mide su capacidad para disociarse y formar iones,

(comportamiento de electrolito).

Recordemos, además, que existen tanto elctrolitos débiles como fuertes. Los Electrolitos fuertes

son aquellos que están completamente o casi completamente disociados; electrolitos débiles son

aquellos que están disociados sólo parcialmente.

Reconocimiento de ácidos y bases fuertes y débiles

En términos de ácidos y bases, es tanta la cantidad de compuestos que a veces se hace difícil

reconocer cuando son fuertes y cuando son débiles, aquí hay una manera simple reconocer a unos

y otros.

Considerando el concepto anterior de fuerza ácida y básica sería posible construir una escala de

acidez y basidad, en la cual las fuerzas de los ácidos y las fuerzas de las bases vendrían

expresadas en términos de las capacidades relativas de los compuestos, para donar o aceptar

protones.

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Uso de Ka y Kb

Considere el siguiente esquema y la reacción respectiva:

HA H+ + A- la extensión de la disociación está determinada por Ka

Si HA es un ácido, su fuerza se mide por su capacidad de disociación (K). Si disocia por completo

el valor que toma K es tan alto que se indetermina. Si el valor de K es bajo (incluso menor que 1),

se indica que su fuerza ácida es pobre y que por lo tanto, se encontrará minoritariamente

disociado. De esta forma puede calcularse el porcentaje de disociación de un ácido o una base y

preliminarmente puede calcularse su valor de constante de acidez y basicidad. Para muchos

ácidos se encuentran definidos los valores de Ka (al igual que para las bases), considerando una

concentración estándar y condiciones termodinámicas fijas, se puede calcular no sólo el valor de K

sino que el porcentaje de protones en solución.

CONSTANTES DE DISOCIACIÓN PARA LOS ÁCIDOS

NOMBRE ÁCIDO

FÓRMULA

CONSTANTE DE DISOCIACIÓN A 25ºC K1 K2 K3

Perclórico HClO4 Fuerte

Clorhídrico HCl Fuerte

Nítrico HNO3 Fuerte

Sulfúrico H2SO4 Fuerte 1,3 ∙ 10-2

Iodhídrico HI Fuerte

Sulfuroso H2SO3 1,7 ∙ 10-2 6,2 ∙10-8

Cloroso HClO2 1,1 ∙ 10-2

Ortofosforoso H3PO3 1,0 ∙ 10-2 2,6 ∙ 10-7

Ortofosfórico H3PO4 7,5 ∙ 10-3 6,2 ∙ 10-8 4,8 ∙10-13

Ciánico HCNO 1,2 ∙ 10-4

Acético CH3COOH 1,8 ∙ 10-5

Carbónico H2CO3 4,6 ∙ 10-7 4,4 ∙ 10-11

Sulfhídrico H2S 5,7 ∙ 10-8 1,2 ∙ 10-15

Cianhídrico HCN 2,1 ∙ 10-9

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ÁCIDOS Y BASES FUERTES (Ka>>1, o infinito)

HA H+ + A- , reacción irreversible (no hay equilibrio), 100% de disociación.

Disocian por completo de modo que no se considera el estado de equilibrio químico.

Generan iones H+ y OH- respectivamente.

Presentan valores de constante muy alto.

Se comportan como electrolitos fuertes en solución acuosa.

ÁCIDOS Y BASES DÉBILES (Ka<<1)

HA H+ + A-, hay equilibrio (Ka distinto de 1), % disociación menor al 100%

Disocian parcialemente estableciendo la condición de equilibrio químico.

Generan iones H+ y OH- en baja cantidad.

Presentan valores de constante bajos o muy bajos.

Se comportan como electrolitos débiles en solución acuosa.

Disociación de compuestos polares Muchas veces es necesario disociar compuestos (sales, ácidos y bases) para poder desarrollar un

ejercicio, tanto en pH como en soluciones o propiedades coligativas, aquí hay algunos ejemplos de

cómo hacerlo:

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RECONOCIMIENTO DE ÁCIDOS Y BASES EN REACCIONES

Según Lowry y Brönsted, un ácido es una sustancia que dona protones y una base es una

sustancia que capta protones al reaccionar entre ellos se transforman en su opuesto, por lo cual

reciben el nombre de conjugados.

Algunos ejemplos: +4NH + H2O NH3 + H3O

+

ácido1 base2 base ácido

conjugada1 conjugado2

HCl + NH3 Cl- + NH4

+

ácido1 base2 base ácido

conjugada1 conjugado2

CH3COOH + H2O CH3 COO- + H3O

+

ácido1 base2 base ácido

conjugada1 conjugado2

CH3COOH + NH3 CH3 COO- + 4NH

ácido1 base 2 base ácido

conjugada1 conjugado2

Ciertas sustancias (como el agua) pueden comportarse como ácido o bases, según con qué

reaccionen, estos es, pueden por un lado donar protones o aceptarlos. Tales sustancias se

denominan ANFOLITOS.

H2CO3 H+ + HCO3

- H+ + CO3-2

ácido anfolito base

conjugada

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MEDIDAS DE ACIDEZ

(pH)

El grado de acidez de una sustancia (su concentración dde protones) puede medirse considerando

una escala absoluta que se deriva a partir del análisis ácido base del agua. Esta sustancia neutra,

presenta una reacción de disociación que genera los iones que precisamente se estudian en el

comportamiento ácido – base de cualquier sustancia (H+ y OH-). El valor de la fuerza que permite

la disociación es bastante bajo (casi incalculable), de modo que para hacerlo tangible se opera con

una función matemática (logaritmo) que amplifica el valor 1·10-14.

Ecuación de disociación para el agua:

H2O H+ + OH- KW = 1∙10-14 = [H+]·[OH-]

Donde Kw es la constante de equilibrio del agua (constante de fuerza), H+ representa al ácido

mientras que OH- es la base obtenida. Si los valores para H+ y OH- son iguales se puede afirmar

que el sistema está totalmente neutralizado y que el producto tiene un valor igual a 1·10-14

(condición central en la gráfica).

Premisas importantes en el comportamiento ácido base de una sustancia:

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Siguiendo con el análisis de la ecuación de disociación para el agua podemos decir que la

expresión para la situación de equilibrio químico viene dada por:

KW = H+ ∙ OH- = 10-14

Por lo tanto, ya sea que se trate de una solución ácida, básica o neutra, SIEMPRE se

debe cumplir que:

H+ ∙ OH- = 10-14

Con la expresión anterior podremos hacer algunos calculos para determinar el grado de acidez de

algunas soluciones:

Ejemplo 1

Si H+ = 10-3 M, eso implica que+

Kw-OH =[H ]

= 3-

14-

10

10

Por lo tanto: OH- = 10-11 M

Comparando H+ = 10-3 M con OH- = 10-11M se puede concluir que se trata de una solución

ácida, ya que, H+ OH-

Ejemplo 2

Si H+ = 10-9 M, implica que OH- = 10-5

Como H+ OH- , se trata de una solución básica.

LA ESCALA DE pH

El operador p

En matemáticas un operador es un símbolo que indica que se debe llevar a cabo una operación sobre

un cierto número de operandos, por ejemplo:

el signo + equivale a sumar

el signo – equivale a restar

el signo x equivale a multiplicar

el signo p es aplicar –logaritmo

El operador p es usado para hacer que números muy pequeños se transformen en otros más

manejables, por ejemplo,

0,00001 al aplicarle – log(0,00001) queda como 5, un número más fácil de expresar. Cuando se

mide la acidez de una solución se mide, en otras palabras, la concentración de iones H+, estos

suelen tener concentración muy baja por eso se les aplica el operador p para hacer que esa

concentración sea más manejable, así nace el concepto de pH.

El pH se suele definir como el “logaritmo negativo de la concentración de ión hidrógeno”.

pH = -log H+

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Ejemplo 1

Si H+ = 0,001 = 10-3 M (solución ácida)

pH = -log 10-3

pH = 3 log 10 (como log 10 = 1)

pH = 3

Ejemplo 2

Si H+ = 0,000000001 = 10-9 (solución básica)

pH = -log 10-9

pH = 9 log 10

pH = 9

Ejemplo 3

Si H+ = 0,0000001 = 10-7 M (solución neutra)

pH = -log 10-7

pH = 7 log 10

pH = 7

Escala de pH

Al transformar las concentraciones de H+ en pH, se puede construir una

escala sencilla donde la acidez queda reflejada.

En esta escala el 7 representa al neutro, el 0 representa a los

compuestos más ácidos y el 14 a los compuestos más básicos.

Así tomando como punto de partida el centro de la escala 7 (neutro)

mientras más cerca del cero estén las soluciones medidas más ácidas

serán y también partiendo desde 7, mientras más cerca de 14 estén las

soluciones más básicas serán.

En la escala se pueden apreciar ejemplos de algunos compuestos de uso

común y sus respectivos pH, los alimentos en general son ácidos

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CÁLCULOS DE pH PARA ÁCIDOS Y BASES FUERTES

Como un ácido o base fuerte es un electrolito que está disociado 100% (o casi 100%) podemos

deducir la concentración de H+ o de OH-, conociendo la concentración del ácido o base fuerte.

Al analizar la constante de disociación del agua podemos encontrar una relación interesante,

KW = H+ ∙ OH- = 10-14 y al aplicar el operador p se transforma en,

pH + pOH = 14, con esto se pueden simplificar los cálculos ya que,

Ejemplo 1 Calcular el pH de una solución acuosa de HNO3 (ácido fuerte) 0,1 M.

La disociación para HNO3 es:

HNO3 H+ + -3NO

0,1 M 0,1 M

Como esta ocurre 100% los 0,1 M formarán 0,1 M de, H+ y 0,1 M de -3NO

Como H+ = 0,1 M = 10-1 M

pH = -log 10-1

pH = 1 (solución bastante ácida)

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Ejemplo 2 Calcular el pH de una solución acuosa de NaOH (base fuerte) 10-3 M

Disociación: NaOH Na+ + OH-

Como OH- = 10-3 M, se puede deducir que pOH = -log OH- , pOH = -log 10-3 M, o sea 3 ya que

pH + pOH = 14

Por tanto: pH = 14 - 3

pH = 11 (solución básica, pues está entre 7 y 14)

Ejemplo 3 Calcular el pH de una solución acuosa de Ba (OH)2 (base fuerte) 10-3 M.

Disociación: Ba (OH)2 Ba+2 + 2 OH-

10-3 M 2 ∙ 10-3 M

Como OH- = 2 ∙ 10-3 se puede calcular H+

H+ = KW = 10-14 = 5 ∙ 10-12 M

OH- 2 ∙ 10-3

Por lo tanto, pH = -log H+

pH = -log 5 ∙ 10-12

pH = 11,3 (solución básica)

Importante: Como corolario podemos decir que la fuerza de un ácido depende de su capacidad

para disociarse, mientras que su acidez depende la concentración de iones H+ que

posee, nunca confundir fuerza del ácido con acidez.

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN

ÁCIDO FUERTE - BASE FUERTE

Al mezclar un ácido fuerte con una base fuerte,

estos reaccionan en forma tal que ambos anulan sus

propiedades formando agua y una sal (compuesto

iónico).

La neutralización entre un ácido y base fuerte se

considera como la combinación de H+ (ácido) y el

OH- (base) para formar agua.

Ejemplo: HCl + NaOH NaCl + H2O

o bien H+ + OH- H2O (ecuación neta)

Si el número de moles de H+ entregados por el ácido

es igual al número de moles OH- entregados por la

base, se trata de una neutralización total que dará

como pH final 7 (punto de equivalencia) de ahí su

nombre, neutralización, se deduce entonces que la

sal formada es neutra.

10-3

M 10-3

M

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Ejemplo

¿Qué volumen de solución acuosa de Mg(OH)2 4 M habrá que agregar a 500 mL de una solución

de HNO3 2M para neutralizarla completamente?

La ecuación para neutralización es parecida a quella usada anteriormente en dilución, sólo que

ahora se igualan las cantidades de H+ y de OH-.

[H+] = [OH-]

Các · Vác · N°H = Cba · Vba · N°OH

Desarrollo:

2 M · 500 mL · 1 = 4 M · x · 2

x = 2M · 500 mL

4M · 2

x = 125 mL

INDICADORES DE pH

En la actualidad el pH de una solución se mide de forma electrónica, a pesar de esto en la mayoría

de los laboratorios se sigue usando un trozo de papel impregnado con sustancias coloreadas que

cambian su color según el pH al que se encuentran pues es más rápido y económico, estas

sustancias coloreadas reciben el nombre de indicadores de pH, en la tabla siguiente se muestran

algunos de los indicadores más usados con sus respectivos cambios de color.

Cambios de color en los indicadores

El cambio de color en los indicadores se debe principalmente a un cambio estructural en el

compuesto, normalmente al cambiar de pH las moléculas que forman el indicador se transforman,

principalmente en iones, y estos absorben cierto tipo de luz con lo cual colorean la solución, la

transformación que sufren es reversible, así que al volver al pH inicial retoman su color original.

Fenolftaleína en medio ácido Fenolftaleína en medio básico

Entonces de acuerdo al rango de pH en que se va a trabajar, se usa uno u otro indicador, cuando

el rango es muy amplio se usan varios indicadores al mismo tiempo, pero sin mezclarlos.

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SOLUCIONES AMORTIGUADORAS O BUFFER

Las soluciones buffer sirven para mantener el pH de una solución estable frente a adiciones de

grandes cantidades de ácido o base, en otras palabras, evitan los cambios bruscos de pH.

Para hacer una solución buffer se debe mezclar un ácido con su base conjugada, o bien

una base con su ácido conjugado.

Ejemplos:

H2S/HS- HNO2/NO2- NH3/NH4

+

Para apreciar mejor el funcionamiento de un buffer consideren el siguiente ejemplo,

Solución A : 100 mL de agua pura su pH es 7

Solución B : 100 mL de una mezcla de H2CO3/HCO3-, su pH es 6,37

Al agregar 2 gotas de HCl concentrado a cada solución, pasa lo siguiente,

Solución A : el pH ahora es 1,92

Solución B : el pH ahora es 6,16

Como pueden apreciar la solución buffer cumple excelentemente bien su tarea de evitar los

cambios bruscos de pH, de hecho un buffer similar al del ejemplo se encarga de mantener el pH

de nuestra sangre, mientras que intracelularmente son los derivados del ácido fosfórico (H3PO4)

los que lo hacen.

GLOSARIO

Anfolito: Sustancia capaz de comportarse como ácido o base según sea la reacción.

Buffer: Mezcla de compuestos (ácido/base conjugada) que forman una solución

capaz de evitar los cambios bruscos de pH.

Disociación: Proceso que sufren los compuestos iónicos y ciertos compuestos polares

como ácidos y bases, mediante el cual dividen la molécula original en catión

y anión.

Indicador de pH: Sustancia cuyo color es susceptible a los cambios en la acidez del sistema en

que se encuentra, pues al producirse estos cambia su color.

Ka y Kb: Constantes de acidez y basicidad respectivamente que determinan la

extensión de la disociación del compuesto estudiado.

Neutralización: Reacción donde un ácido y una base reaccionan completamente, anulando

sus propiedades, se genera una sal neutra y agua.

pH: Medida de la acidez de una sustancia o solución.

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CUADRO RESUMEN

Se comportan

como

Explican los conceptos de

Teoría de Arrhenius Teoría de Bronsted-Lowry

Teoría de Lewis

Ácidos

Bases

Electrolitos

Fuertes

Débiles

Disociación

completa

100%

Disociación

parcial o nula

pH>7

pH<7

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TEST EVALUACIÓN-MÓDULO 19

1. De acuerdo con las teorías ácido-base conocidas: Arrhenius, Bronsted – Löwry y Lewis,

¿Cuál(es) de las siguientes especies podría(n) comportarse como base(s)?

I) S2O3-2

II) NH3

III) HCO3-

A) Sólo I.

B) Sólo II.

C) Sólo III.

D) Sólo II y III.

E) I, II y III.

2. La siguiente reacción genera un(a)

SO3 + H2O

I) ácido.

II) base.

III) sal.

A) Sólo I.

B) Sólo II.

C) Sólo III.

D) Sólo I y II.

E) Sólo II y III.

3. De acuerdo con la teoría ácido – base de Arrhenius, la siguiente reacción generará como

productos

HCl + KOH

A) Cl2 y K

B) KCl y OH-

C) Cl- y H2O2

D) KCl y H2O

E) Cl(OH) y K2H2

4. La reacción de disociación completa del siguiente hidróxido metálico debe generar los iones

Ca(OH)2 OH

2

A) Ca+1 y OH-1

B) Ca+2 y OH-2

C) Ca-1 y OH+1

D) Ca-2 y OH+2

E) Ca+2 y OH-1

5. La base conjugada del agua puede escribirse como

A) H+

B) OH-

C) H3O+

D) H3O-

E) H2O-

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6. ¿Cuál de las siguientes sustancias aumentaría el valor de pH del agua si se disuelve en ella?

A) HCl

B) H2S

C) NaOH

D) CH4

E) CaCl2

7. En una disolución acuosa de pH igual a 0, la especie ácida

A) cede protones al agua.

B) cede electrones el agua.

C) capta protones del agua.

D) cede iones hidróxilos al agua.

E) capta iones hidróxilos del agua.

8. Para una solución acuosa de Mg(OH)2 de concentración 0,005M, el valor de pH tiene que ser

(Asuma disociación total de la sustancia)

A) 1

B) 2

C) 3

D) 4

E) 5

9. ¿Cuál es el pOH de una solución que presenta una concentración molar de ion OH- igual a

0,001M?

A) 3

B) 6

C) 9

D) 11

E) 14

10. Considerando la teoría de Bronsted y Löwry para ácidos y bases, la única especie de la lista

que presenta comportamiento anfolito es

A) CO2

B) H3O+

C) CO3-2

D) NH3

E) HSO4-

11. El ácido del cual proviene la siguiente base conjugada: ClO4-, tiene que ser

A) HCl

B) HClO

C) HClO4

D) H2Cl2O4

E) HClO4OH

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12. La siguiente lista de ácidos contiene sus respectivas constantes (Ka)

Ácido Ka

HX 0,1

HY 1,0

HZ 10-2

HR 10-4

HL 10-3

Considerando los datos de la tabla, ¿Cuál es el ácido que se encuentra en solución acuosa

mayormente disociado?

A) HX

B) HZ

C) HY

D) HR

E) HL

13. Las especies conjugadas en la siguiente reacción ácido – base, tendrán que ser

HF + H2O

A) H2O y F-

B) H3O+ y F2

C) H2O- y F+

D) H3O+ y F-

E) H2O2 y F2

14. Si una base fuerte (de Arrhenius) presenta en solución acuosa una concentración 1M, el valor

para el pOH tendrá que ser

A) 0

B) 7

C) 10

D) 11

E) 14

15. De acuerdo com la teoría de Lewis, una especie alcalina

I) debe ceder electrones a uma especie ácida.

II) posee protones em su estructura.

III) se comporta como uma especie nucleófila.

De las anteriores es (son) correcta(s)

A) sólo II.

B) sólo III.

C) sólo I y II.

D) sólo I y III.

E) I, II y III.

DMDO-QM19

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