Grado 8
  1. Introducción a la Química  1.1. Naturaleza y alcance de la química  1.2. Importancia de la química en la vida diaria  1.3. La química y su relación con otras ciencias  1.4. El papel de la química en la industria, la medicina y el medio ambiente  1.5. Investigación científica y métodos experimentales en química
  2. La materia y sus propiedades  2.1. Definición y clasificación de la materia  2.2. Propiedades físicas y químicas de la materia  2.3. Ley de la conservación de la materia  2.4. Propiedades extensivas e intensivas de la materia  2.5. Teoría cinético-molecular de la materia  2.6. Estados de la materia: sólidos, líquidos, gases, plasmas y condensados de Bose-Einstein  2.7. Los cambios de estado y energía están involucrados  2.8. Difusión y movimiento Browniano
  3. Elementos, Compuestos y Mezclas  3.1. Definición y diferencias entre elementos, compuestos y mezclas  3.2. Estructura Atómica y Número Atómico  3.3. Símbolos y fórmulas químicas  3.4. Tendencias en la Tabla Periódica (Grupos y Periodos)  3.5. Clasificación de Elementos: Metales, No Metales y Metaloides  3.6. Elementos de Tierras Raras y Metales de Transición  3.7. Tipos de mezclas: homogéneas y heterogéneas  3.8. Separación de mezclas utilizando métodos físicos y químicos
  4. Técnicas de Separación  4.1. Filtración, Sedimentación y Decantación  4.2. Evaporación y cristalización  4.3. Destilación y destilación fraccionada  4.4. Cromatografía y sus aplicaciones  4.5. Sublimación en la purificación de compuestos  4.6. El papel de la centrifugación en los procesos bioquímicos
  5. Estructura Atómica  5.1. La teoría atómica de Dalton  5.2. Estructura del átomo: protones, neutrones y electrones  5.3. El modelo atómico de Bohr  5.4. Introducción al Modelo Mecánico Cuántico  5.5. Configuración Electrónica y Niveles de Energía  5.6. Espectros de excitación y emisión  5.7. Isótopos y sus aplicaciones
  6. Tabla Periódica y Tendencias Químicas  6.1. Historia y desarrollo de la tabla periódica  6.2. Ley periódica moderna  6.3. Periodicidad y tendencias en tamaños atómicos y iónicos  6.4. Energía de Ionización, Afinidad Electrónica y Electronegatividad  6.5. Introducción a los lantánidos y actínidos  6.6. Aplicación de tendencias periódicas en química
  7. Enlace Químico y Estructura Molecular  7.1. Tipos de enlaces químicos: enlaces iónicos, covalentes y metálicos  7.3. Moléculas Polares y No Polares  7.4. El enlace de hidrógeno y sus aplicaciones  7.5. Fuerzas intermoleculares: dipolo-dipolo, fuerza de dispersión de London
  8. Reacciones Químicas y Estequiometría  8.1. Ecuaciones Químicas y Balance  8.2. Tipos de Reacciones Químicas: Combinación, Descomposición, Desplazamiento y Redox  8.3. Introducción a la estequiometría y el concepto del mol  8.4. Reactivo limitante en ecuaciones químicas  8.5. Velocidad de reacción, catalizador y factores que afectan la velocidad de reacción
  9. Ácidos, Bases y Sales  9.1. Definición y Propiedades de Ácidos y Bases  9.2. Ácidos y bases fuertes vs. débiles  9.3. Escala de pH y cálculo de pH  9.4. Reacciones de neutralización  9.5. Soluciones amortiguadoras y su importancia  9.6. Aplicaciones de Ácidos, Bases y Sales en la Vida Diaria
  10. Soluciones y Solubilidad  10.1. Definición de Solución, Soluto y Solvente  10.2. Factores que Afectan la Solubilidad  10.3. Unidades de concentración: molaridad y molalidad  10.4. Soluciones saturadas, no saturadas y sobresaturadas  10.5. Concepto de ósmosis y ósmosis inversa  10.6. Propiedades coligativas de las soluciones
  11. Gases y Leyes de los Gases  11.1. Propiedades de los gases  11.2. Introducción a los Gases Ideales y Reales  11.3. Ley de Boyle, Ley de Charles y Ley de Avogadro  11.4. Ecuación de Gas Ideal y Sus Aplicaciones  11.5. Aplicación de las leyes de los gases en la vida real
  12. Termoquímica y transformación de energía  12.1. Energía en las Reacciones Químicas  12.2. Reacciones Exotérmicas vs. Endotérmicas  12.3. Cambios de Calor y Entalpía  12.4. Calorimetría y transferencia de calor en reacciones
  13. Metales y No metales  13.1. Physical and Chemical Properties of Metals and Nonmetals  13.2. Serie de Reactividad de los Metales  13.3. La corrosión y su prevención  13.4. Extracción de metales de los minerales  13.5. Usos de metales y no metales en la vida diaria
  14. Introducción a la Química Orgánica  14.1. Características del carbono y compuestos orgánicos  14.2. Grupos funcionales y su importancia  14.3. Hidrocarburos Simples: Alcanos, Alquenos y Alquinos  14.4. Isomería en compuestos orgánicos  14.5. Introducción a los polímeros y sus usos
  15. Química Ambiental y Sostenibilidad  15.1. Principios de la química verde  15.2. Efectos de la contaminación química en los ecosistemas  15.3. Lluvia ácida y sus efectos  15.4. Agotamiento de la capa de ozono y calentamiento global  15.5. Gestión de Residuos y Reciclaje en Química

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Ácidos y bases fuertes vs. débiles


Para entender el concepto de ácidos y bases fuertes y débiles, es importante primero obtener una comprensión básica de qué son los ácidos y las bases. En términos simples, los ácidos y las bases son dos tipos de sustancias que tienen diferentes propiedades. Los ácidos tienen un sabor agrio, pueden conducir electricidad y reaccionan con metales para formar gas hidrógeno. Por otro lado, las bases tienen un sabor amargo y se sienten resbaladizas.

Ácidos y sus fortalezas

Un ácido es una sustancia que libera iones de hidrógeno ( H + ) cuando se disuelve en agua. La fuerza de un ácido depende de qué tan completamente se ioniza, o disocia, en agua.

Ácidos fuertes

Los ácidos fuertes son aquellos que se disocian completamente en sus iones en agua. Esto significa que cuando un ácido fuerte se disuelve en agua, deja casi todos sus iones de hidrógeno en solución.

Ejemplos de ácidos fuertes incluyen:

  • Ácido clorhídrico ( HCl )
  • Ácido sulfúrico ( H 2 SO 4 )
  • Ácido nítrico ( HNO 3 )
    HCl → H + + Cl -

En esta reacción, el ácido clorhídrico se disocia completamente en iones de hidrógeno e iones cloruro.

Ácidos débiles

A diferencia de los ácidos fuertes, los ácidos débiles no se disocian completamente en agua. Solo una fracción de las moléculas de ácido se ioniza, mientras que el resto permanece sin cambios en solución.

Ejemplos de ácidos débiles incluyen:

  • Ácido acético ( CH 3 COOH )
  • Ácido carbónico ( H 2 CO 3 )
  • Ácido fosfórico ( H 3 PO 4 )
    CH 3 COOH ⇌ H + + CH 3 COO -

Aquí, las flechas dobles ( ⇌ ) indican que la reacción puede ocurrir en ambas direcciones, lo que significa que el ácido acético está parcialmente ionizado.

Bases y su fortaleza

Las bases son sustancias que liberan iones hidróxido ( OH - ) en agua. Al igual que los ácidos, las bases pueden ser fuertes o débiles dependiendo de su capacidad para disolverse en agua.

Bases fuertes

Las bases fuertes se disocian completamente en agua, liberando una gran cantidad de iones hidróxido.

Ejemplos incluyen:

  • Hidróxido de sodio ( NaOH )
  • Hidróxido de potasio ( KOH )
  • Hidróxido de calcio ( Ca(OH) 2 )
    NaOH → Na + + OH -

En este ejemplo, el hidróxido de sodio se disocia completamente en iones de sodio e iones hidróxido.

Bases débiles

Las bases débiles no se disocian completamente en agua. En cambio, liberan menos iones hidróxido.

Ejemplos de bases débiles incluyen:

  • Amoniaco ( NH 3 )
    NH 3 + H 2 O ⇌ NH 4 + + OH -

Aquí, el amoniaco reacciona con el agua para formar iones de amonio e iones hidróxido, pero no completamente.

Representación visual de ácidos fuertes y débiles

HCl H + CL -

Este diagrama muestra la disociación del ácido clorhídrico, un ácido fuerte. Note cómo se disocia completamente en iones de hidrógeno e iones de cloruro.

CH 3 COOH H + CH 3 COO -

Para el ácido acético, que es un ácido débil, observamos solo disociación parcial. No todas las moléculas de ácido acético se disocian en solución.

Representación visual de bases fuertes y débiles

NaOH Na + OH -

El hidróxido de sodio, que es una base fuerte, se disocia completamente en iones de sodio e iones hidróxido.

NH 3 NH 4 + OH -

Aquí, el amoniaco reacciona parcialmente para formar iones de amonio e iones hidróxido, lo que muestra su naturaleza como base débil.

Rol del pH en la determinación de la fuerza

La fuerza de los ácidos y las bases también se puede medir usando la escala de pH, que varía de 0 a 14. Un valor bajo de pH indica un ácido fuerte, mientras que un valor alto de pH indica una base fuerte. Las sustancias neutras, incluido el agua pura, tienen un pH de 7.

  • Los ácidos fuertes generalmente tienen un valor de pH cercano a 0.
  • El valor de pH de las bases fuertes es generalmente alrededor de 14.
  • El valor de pH de los ácidos débiles es entre 4 a 6.
  • El valor de pH de las bases débiles es entre 8 a 10.

Resumen

La diferencia entre ácidos y bases fuertes y débiles se determina por su capacidad para disolverse en agua. Los ácidos y bases fuertes se disocian completamente, dejando más iones en solución, mientras que los ácidos y bases débiles solo se disocian parcialmente. Reconocer ejemplos y entender los valores de pH puede ayudar a identificar si una sustancia es un ácido/base fuerte o débil.


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Ácidos y bases fuertes vs. débiles

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