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Ácidos y bases

• La definición de Arrhenius, que se basa en la idea de que los ácidos son sustancias que se ionizan (disocian) en una solución acuosa para liberar iones de hidrógeno o protones (H⁺), mientras que las bases liberan iones de hidróxido (OH^-) en la solución. Esto llevó a Arrhenius a recibir el Premio Nobel de Química en 1903.
• Brønsted-Lowry define los ácidos como sustancias que donan protones (H⁺) mientras que las bases son sustancias que aceptan protones. La ventaja de esta definición es que no se limita a las soluciones acuosas. Los ácidos y las bases de Brønsted-Lowry se presentan siempre en pares denominados pares ácido-base conjugados. Los pares se relacionan mediante la transferencia de un protón.
• La teoría de Lewis de los ácidos y las bases establece que los ácidos son aceptores de pares de electrones (para formar un enlace covalente) mientras que las bases son donantes de pares de electrones (para formar un enlace covalente). Esta definición es la más completa y abarca especies no incluidas en la definición de Brønsted-Lowry.

Breve resumen - los tres conceptos de ácido y base:

Arrhenius – el primer enfoque moderno

Ácido: produce H⁺ (protones) en una solución acuosa
Base: produce OH^- (iones hidróxido) en una solución acuosa

Brønsted-Lowry – el más generalmente aceptado

Ácido: dador de protones
Base: aceptor de protones

Lewis – el más inclusivo

Ácido: aceptor de pares de electrones (para formar un enlace covalente)
Base: dador de pares de electrones (para formar un enlace covalente)

Los ácidos y las bases se combinan o neutralizan entre sí mediante reacciones ácido-base para formar sales (vea también más información en nuestra página de sales y minerales).

pH
La concentración de iones hidrógeno, [H⁺], es una medida de los ácidos definidos por Arrhenius y Brønsted-Lowry, una medida de la acidez o basicidad (alcalinidad) de una sustancia o solución. Generalmente se expresa como pH. El pH de una solución es igual al negativo del logaritmo en base 10 de su concentración de iones hidrógeno:

pH = -log [H⁺] = log 1/[H⁺]

El pH permite expresar un amplio rango de [H⁺] en números positivos pequeños. La letra p se utiliza para denotar el logaritmo negativo en base 10.

Del mismo modo, la concentración de iones hidróxido puede expresarse como pOH:

pOH = -log [OH^-]

La escala de pH de 0 a 14 engloba normalmente todas las concentraciones posibles de iones de hidrógeno que se encuentran en las soluciones acuosas diluidas y en los sistemas biológicos. El agua pura tiene un pH = 7 a 25 °C (ya que el valor del pH depende de la temperatura), que se considera neutro, porque la concentración de iones de hidrógeno [H⁺] es igual a la concentración de iones de hidróxido [OH^-].

Cuando el pH < 7, la solución es ácida y cuando el pH > 7, la solución es básica o alcalina. Debido a la función logarítmica, un cambio de una unidad de pH representa una diferencia de diez veces en la concentración de iones de hidrógeno.

El pH es el parámetro que más se mide en química, sobre todo en química analítica. También es importante en el mantenimiento de piscinas y la purificación del agua, la agricultura, la medicina, la ingeniería, la oceanografía, la biología y otras ciencias.

Las mediciones de pH pueden realizarse fácilmente utilizando un pH-metro, un indicador de cambio de color o papeles indicadores de pH.

Encontrará también más información en

Tampones

Colorantes, tinciones & indicadores


Fuerzas Ácido/Base - Constantes de disociación – K_a, K_b y K_w

Ácidos y bases fuertes

Los ácidos y las bases fuertes son aquellos que se disocian completamente en sus iones en solución acuosa.

En el agua, un mol de un ácido fuerte HA se disuelve dando un mol de H⁺ (como ion hidronio H₃O⁺) y un mol de la base conjugada, A^-. Esencialmente, no queda nada del ácido HA no ionizado, es decir, se ioniza al 100%.

Ácido fuerte: HA + H₂O → A^-_(aq) + H₃O⁺_(aq)
Base fuerte: BOH + H₂O → B⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Para simplificar, el H₃O⁺ puede escribirse como H⁺, aunque este H⁺ libre no existe en las soluciones acuosas, ya que en todas las reacciones de ionización de ácidos se transfiere un protón al H₂O para formar iones de hidronio, H₃O⁺.

Ácido fuerte: HA_(aq) → A^-_(aq) + H⁺_(aq)
Base fuerte: BOH_(aq) → B⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Ejemplos de ácidos y bases fuertes:

Ácidos y bases débiles

Los ácidos y las bases débiles son aquellos que sólo se disocian parcialmente en solución acuosa. En equilibrio, tanto el ácido como la base conjugada están presentes en la solución. La disociación de un ácido o una base se expresa mediante la siguiente reacción:

Ácido débil: HA_(aq) ⇋ A^-_(aq) + H⁺_(aq)
Base débil: BOH_(aq) ⇋ B⁺_(aq) + OH^-_(aq)

La constante de disociación ácida, K_a, es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución.

K_a = [HA⁺] [A^- ] / [HA] o
pK_a = -log [HA⁺] [A^- ] / [HA] = log [HA] / [HA⁺] [A^- ]

donde los corchetes indican las concentraciones molares de las especies en equilibrio.

Los ácidos más fuertes tienen una constante de disociación ácida (K_a) mayor y una constante logarítmica menor (pK_a = -log K_a) que los ácidos más débiles. Cuanto más fuerte es un ácido, más fácilmente pierde un protón, H⁺.
Los ácidos con un valor K_a inferior a uno, o en consecuencia pK_a superior a 0, se consideran débiles.
Por lo tanto, K_a o pK_a pueden utilizarse para distinguir entre ácidos fuertes y ácidos débiles.

Ácidos fuertes: K_a > 1 o pK_a < 0
Ácidos débiles: K_a < 1 o pK_a > 0

Del mismo modo, una base débil monovalente, BOH, se disocia para dar B⁺ y OH^-.

La constante de disociación de una base, K_b, es una medida del grado de disociación de la base.

K_b = [B⁺] [OH^-] / [BOH]

Ejemplos de ácidos y bases débiles:

Disociación del agua

K_w – La constante de ionización del agua
El agua se disocia parcialmente en iones según la ecuación:

H₂O ⇋ H⁺ + OH^-

La constante de equilibrio K para esta reacción se puede escribir de la siguiente manera:

K = [H⁺] [OH^-] / [H₂O]

Cuando el agua líquida pura está en equilibrio con los iones hidrógeno e hidróxido a 25 °C, las concentraciones del ion hidrógeno y del ion hidróxido son iguales: [H⁺] = [OH⁻] = 1.0 × 10⁻⁷ mol/L.
Por tanto, el número de moléculas de agua disociadas es muy pequeño, aproximadamente 2 ppb. Se puede calcular [H₂O] a 25 °C a partir de la densidad del agua a esta temperatura (0,997 g/mL):

[H₂O] = mol/L = 1 mol/18,02 g x 0,997 g/mL X 1000 mL/L = 55,3 mol/L

Con tan pocas moléculas de agua disociadas, el equilibrio de la reacción de autoionización se encuentra muy desplazado hacia la izquierda. En consecuencia, [H₂O] no cambia esencialmente por la reacción de autoionización y puede tratarse como una constante. La incorporación de esta constante en la expresión de equilibrio nos permite reordenar la ecuación para definir una nueva constante de equilibrio.

K [H₂O] = [H⁺] [OH^-]

Como K es una constante y [H₂O] es también una constante, podemos sustituir ambas por una nueva constante K_w llamada constante de producto iónico del agua líquida (también llamada producto iónico del agua, constante de autoprotólisis del agua, constante de ionización del agua, constante de equilibrio del agua o constante de disociación del agua).

K_w = [H⁺] [OH^-]

Como en el agua pura, a 25 °C, las concentraciones de los iones [H+] y [OH-] son ambas 1,0 x 10^-7 mol/L, el valor de K_w a 25 °C es por lo tanto 1,0 x 10^-14.

K_w = (1,0 x 10^-7) (1,0 x 10^-7) = 1,0 x 10^-14 (a 25 °C)

Aunque K_w se define en términos de disociación del agua, esta expresión de la constante de equilibrio es igualmente válida para soluciones de ácidos y bases disueltas en agua. Independientemente del origen de los iones H⁺ y OH^- en el agua, el producto de las concentraciones de estos iones en el equilibrio a 25 °C es siempre 1,0 x 10^-14.

En consecuencia, si:

[H⁺] [OH^-] = 10^-14

Y tomando el logaritmo negativo de ambos lados de la ecuación da:

-log [H⁺] – log [OH^-] = 14

Como pH = −log [H⁺] y pOH = −log [OH⁻]

entonces:

pH + pOH = 14

La suma del pH y el pOH es siempre 14 para cualquier solución acuosa a 25 °C.

Pares ácido/base conjugados
Según la definición de Brønsted-Lowry, cualquier ácido y base existe como par ácido-base conjugado. Cada vez que un ácido actúa como donante de H⁺, forma una base conjugada. Cuando un ácido genérico HA dona un H⁺ al agua, un producto de la reacción es el ion A^-, que es un aceptor de iones de hidrógeno, o base de Brønsted.

Relación entre K_a y K_b para pares ácido-base conjugados:

HA ⇋ A^- + H⁺
ácido base

K_a = [H⁺] [A^- ] / [HA]

Como A^- es una base, también podemos escribir la reacción reversible para A^- que actúa como base aceptando un protón del agua:
A^- + H₂O ⇋ HA + OH^-

Entonces:

K_b = [B⁺] [OH^-] / [BOH]

Si multipicamos el K_a del HA por el K_b de su base conjugada A^-, nos da:

K_a x K_b = [H⁺] [A^- ] / [HA] x [HA] [OH^-]/[A^-] = [H⁺] [OH^-] = K_w

donde K_w es la constante de disociación del agua. Esta relación es muy útil para relacionar K_a y K_b para un par ácido-base conjugado. También podemos utilizar el valor de K_w a 25 °C para obtener otras ecuaciones útiles:

K_a x K_b = K_w

K_w= 10^-14 a 25 °C

K_a x K_b = 10^-14

Si tomamos el logaritmo negativo en ambos lados de la ecuación, obtenemos:

pK_a + pK_b = 14

Podemos utilizar estas ecuaciones para determinar la K_b (o pK_b) de una base débil a partir de la K_a de su ácido conjugado. También se puede calcular la K_a (o pK_a) de un ácido débil dado el K_b de la base conjugada.

Dos factores clave que contribuyen a la facilidad de deprotonación son la polaridad del enlace H-A y el tamaño del átomo A, que determina la fuerza del enlace H-A. La fuerza de los ácidos también depende de la estabilidad de la base conjugada.

Un ácido conjugado se define como el ácido que se forma cuando una base gana un protón. Del mismo modo, una base conjugada se forma cuando un ácido pierde un protón. Por ejemplo, con el par ácido/base conjugado HCO₃^-/CO₃^2-, el CO₃^2- es la base conjugada y el HCO₃^- es el ácido conjugado.
Sumando las reacciones del ácido conjugado y la base conjugada con el agua, la reacción neta es simplemente la disociación del agua. Así, si se conoce la constante de disociación de uno, se puede determinar la del otro:

K_a x K_b = K_w = 10^-14

Así, K_a y K_b están relacionados de forma inversa. En otras palabras, si K_a es grande (el ácido es fuerte), entonces K_b (la base es débil) será pequeño y viceversa. A partir de esta relación, se puede ver que cuando se forma un par ácido/base conjugado a partir de un ácido débil, la base conjugada es más fuerte que el ácido.

(1) Primera disociación

Ácido polipróticos
Los ácidos pueden donar uno, dos o más protones (H⁺). Ejemplos típicos son:

Un ácido monoprótico se caracteriza por tener una sola constante de acidez K₁ (= K_a), un ácido diprótico por tener dos (K₁, K₂), y un ácido triprótico por tener tres constantes de acidez (K₁, K₂, K₃):

1^a etapa de disociación: H₃A = H⁺ + H₂A^- (K₁)
2^a etapa de disociación: H₂A^- = H⁺ + HA^2- (K₂)
3^a etapa de disociación: HA^2- = H⁺ + A^3- (K₃)

Esto puede extenderse a cualquier ácido N-prótico con N etapas de disociación

Los protones se liberan secuencialmente uno tras otro, siendo el primer protón el más rápido y fácil de perder, luego el segundo y después el tercero (que está más fuertemente unido). Esto da lugar a la siguiente clasificación de las constantes de acidez de un ácido poliprótico:

K₁ > K₂ > K₃ o pK₁ < pK₂ < pK₃

Por ejemplo, para el ácido fosfórico pK₁ = 2,147, pK₂ = 7,207, and pK₃ = 12,346.

Sustancias anfotéras
Un compuesto anfótero es una molécula o un ion que puede reaccionar como ácido y como base. Un tipo de especies anfóteras son las moléculas anfipróticas, que pueden donar o aceptar un protón (H⁺). Esto es lo que significa "anfótero" en la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry. Algunos ejemplos son los aminoácidos y las proteínas, que tienen grupos amino y ácido carboxílico, y los compuestos autoionizables, como el agua. Los óxidos metálicos que reaccionan tanto con ácidos como con bases para producir sales y agua se conocen como óxidos anfóteros. Muchos metales forman óxidos o hidróxidos anfóteros. Los anfolitos son moléculas anfóteras que contienen grupos ácidos y básicos y que existen principalmente como zwitteriones en un determinado rango de pH. Un zwitterion es una molécula con grupos funcionales, de los cuales al menos uno tiene carga eléctrica positiva y otro negativa. La carga neta de toda la molécula es cero.

Cálculo del pH
Para calcular el pH de una solución acuosa es necesario conocer la concentración del ion hidronio en moles por litro (molaridad). El pH se calcula entonces con la fórmula:

pH = - log [H⁺].

Ácido fuerte:
A partir de la definición de pH, y asumiendo que, por ser el ácido fuerte, la concentración analítica del ácido (C_a) es igual a la concentración de H⁺.

pH = -log C_a

Base fuerte:
Cuando la base es fuerte, la concentración analítica de la base (C_b) es igual a la concentración de OH^-. Dado que el pH= 14 - pOH, resulta,

pH = 14 + log C_b

Ácido débil:
Sólo una pequeña fracción de moléculas en solución se disocia en anión y protón, siendo x su concentración en el equilibrio:

Como el ácido es débil, la K_a es pequeña, el equilibrio se encuentra muy a la izquierda, por lo que podemos asumir que
_Ca – x ≅ C_a, de esta forma la ecuación se simplifica:

K_a = x²/C_a = [H⁺]²/C_a

Entonces:
[H⁺] = RAIZ (K_aC_a) = (K_a)^1/2 (C_a)^1/2

Aplicando los logaritmos negativos:

pH = ½ pK_a – ½ log C_a

Base débil:
Sólo una pequeña fracción de moléculas en solución se disocia en anión y protón, siendo x su concentración en el equilibrio:

Como la base es débil, la K_b , es pequeña, el equilibrio se encuentra muy a la izquierda, por lo que podemos asumir que
C_b – x ≅ C_b, de esta forma la ecuación se simplifica:

K_b = X²/C_b = [OH^-]²/C_b

Entonces:

[OH^-] = RAIZ (K_bC_b) = (K_b)^1/2 (C_b)^1/2

Aplicando los logaritmos negativos:

pOH = ½ pK_b – ½ log C_b

pH = 14 - pOH


Tampones

Ácido débil más la sal del ácido débil (es decir, un ácido débil en presencia de su base conjugada)
En este caso el ácido débil, HA, de concentración C_a, está en solución con una sal de un anión común. Por ejemplo, si la sal NaA tiene una concentración C_b, la [A^-] en la solución, debida a la sal sola, es también C_b, ya que el NaA está disociado al 100% (todas las sales se ionizan completamente en solución acuosa).

Debido a la presencia del ion común (de la sal), A^-, el equilibrio se desplazará aún más a la izquierda de lo que sugiere el pequeño valor K_a del ácido. En consecuencia, es seguro suponer que,
C_a - x ≈ C_a y C_b + x ≅ C_b. La fórmula de equilibrio resulta entonces,

K_a = x C_b/C_a= [H⁺] C_b/C_a

[H⁺] = K_a C_a/C_b

Aplicando − log en ambos lados se obtiene:

pH = pK_a + log C_b/C_a

Esta es la ecuación de Henderson-Hasselbalch y es útil para estimar el pH de una solución tampón.

Base débil más la sal de la base débil (es decir, una base débil en presencia de su ácido conjugado)
En este caso la base débil, BOH, de concentración C_b, está en solución con una sal de un catión común, de concentración C_a.

Debido a la presencia del ion común (de la sal), B⁺, el equilibrio se desplazará aún más a la izquierda de lo que sugiere el pequeño valor K_b de la base. En consecuencia, es seguro suponer que,
C_b − x ≈ C_b y C_a + x ≅ C_a. La fórmula de equilibrio resulta entonces,

K_b = x C_a/C_b = [OH^-] C_a/C_b

[OH^-] = K_b C_b/C_a

Aplicando − log en ambos lados se obtiene:

pOH = pK_b – log (C_b/C_a)

como pK_b = 14 - pK_a y pOH = 14 - pH

entonces:

pH = pK_a + log C_b/C_a

Y obtenemos de nuevo la ecuación de Henderson-Hasselbalch. En este caso, el pK_a es para el ácido conjugado de la base débil y C_b y C_a son las concentraciones de la base débil y su ácido conjugado respectivamente.

Sustancia anfiprótica (es decir HA^-, presente en la solución de sales ácidas)
El reto es que el HA^- se hidroliza y se disocia al mismo tiempo y no es obvio cuál de estos procesos será el responsable del pH final, es además muy probable que el pH pueda atribuirse a algún equilibrio entre ambas reacciones.

K_a1 = [H⁺] [HA^-] / [H₂A]

K_a2 = [H⁺] [A^2-] / [HA^-]

C_HA- = [H₂A] + [HA^-] + [A^2-]

C_HA- es la concentración de la fuente de la sustancia anfiprótica

Los iones H⁺ se producen en la reacción de disociación (junto con A^2-) y se consumen en la hidrólisis (dando lugar a H₂A), por lo que su concentración es:

[H⁺] = [A^2-] - [H₂A]

Podemos expresarlo de nuevo como:

[H⁺]=K_a2 [HA^-] / [H⁺] – [H⁺] [HA^-] / K_a1

o, después de reordenar:

[H⁺]² = K_a1 K_a2 [HA^-] / ([HA^-] + K_a1)

Suponiendo que ni la disociación ni la hidrólisis van más allá, y [HA^-] = C_HA-. Entonces:

[H⁺] = RAIZ (C_HA^- K_a1 K_a2 / (C_HA^- + K_a1)

Si C_HA^- es suficientemente mayor que K_a1 podemos despreciar K_a1 entonces la ecuación resultante es:

[H⁺] ≅ RAIZ (K_a1 K_a2) = K_a1^½ K_a2^½

o

pH = 12 (pK_a1 + pK_a2)


Valoración
La valoración es un procedimiento utilizado para determinar la concentración de un ácido o una base. Para ello, se hace reaccionar un volumen conocido de una solución de concentración desconocida con un volumen conocido de una solución de concentración conocida. Cuando el número de moléculas de ácido es igual al número de moléculas de base añadidas (o viceversa), se alcanza el punto de equivalencia.
El punto de equivalencia en una valoración se estima habitualmente de dos maneras: utilizando un método gráfico, trazando el pH de la solución en función del valorante añadido mediante un medidor de pH, o bien observando el cambio de color de un indicador añadido. Los indicadores son ácidos o bases orgánicas débiles que tienen colores diferentes en sus estados no disociados y disociados.

Para más información sobre nuestros productos de valoración o análisis volumétrico, visite nuestra página Valoraciones.

Nuestro catálogo de Ácidos y Bases consiste en:

• Ácidos inorgánicos como el ácido clorhídrico, ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido fluorhídrico, ácido fosfórico o ácido bórico.
• Los ácidos orgánicos son el ácido acético, el ácido fórmico, el ácido cítrico, el ácido láctico, el ácido oxálico, el ácido ascórbico, el EDTA, etc.
• Ácidos grasos como el ácido octanoico (ácido caprílico), ácido oleico.
• Aminoácidos (véase también la página de Aminoácidos), que son especialmente importantes en el campo de la bioquímica/ciencias de la vida, como el ácido aspártico, el ácido glutámico o la lisina, entre otros. Los aminoácidos son los componentes básicos de las proteínas y desempeñan un papel fundamental en la mayoría de los procesos biológicos. De hecho, pueden tener un comportamiento tanto ácido como básico (anfótero), dependiendo del pH de la solución, porque tienen un grupo amino (básico) y un grupo carboxílico (ácido) en la misma molécula
• Bases inorgánicas, las más comunes son el hidróxido de sodio (sosa cáustica), el hidróxido de potasio (potasa cáustica), el amoníaco en solución, los bicarbonatos, los hidróxidos de calcio o magnesio, etc.
• Bases orgánicas, entre las que se encuentran la piridina, el hidroxido de tetrabutilamonio, la trietanolamina, la trietilamina, etc.

Es de vital importancia elegir el producto correcto con el grado de calidad adecuado y adaptado a sus necesidades para lograr y obtener resultados de alta calidad, fiables y precisos. Ofrecemos una amplia gama de calidades con especificaciones estrictamente garantizadas, lo que permite seleccionar el producto adecuado para su aplicación específica:

• Reactivos para análisis (p.a.) según especificaciones ISO (International Organization for Standardization), ACS (American Chemical Society) y especificaciones de farmacopea para reactivos (Reag. Ph. Eur., Reag. USP).
• Ácidos ultrapuros para análisis de trazas de metales (ppb, ppt) por AAS, GF-AAS, ICP-OES, ICP-MS.
• Para HPLC o para aplicaciones UV.
• Grado farma: materias primas para la industria farmacéutica en procesos de fabricación (por ejemplo, para ajustes de pH), y como excipientes en la formulación final, cumpliendo con las especificaciones de la farmacopea (monografías), como la US Pharmacopeia/National Formulary (USP-NF), la Farmacopea Europea (EP o Ph. Eur.), la Farmacopea Británica (BP), etc., y el grado GMP-IPEC, incluyendo los documentos regulatorios.
• Reactivos para ciencias de la vida: BioChemica, para biología molecular o para cultivo celular.
• Productos puros para uso general.
• Soluciones valoradas (volumétricas), concentradas y listas para usar, para análisis cuantitativo.
• Soluciones para análisis volumétrico / valoración y para la determinación de nitrógeno (proteínas) por el método Kjeldahl.
• Para diagnóstico clínico, como el ácido pícrico.
• Productos para síntesis.
• Grado técnico o industrial.
• Grado alimentario según normativas europeas (CE) o Food Chemicals Codex (FCC).
• VINIKIT, para análisis de vinos.

Ácidos y bases en ITW Reagents
En ITW Reagents suministramos ácidos y bases de alta calidad bajo la marca PanReac AppliChem para todos los sectores relevantes, como la industria farmacéutica y alimentaria, ensayos en laboratorios de análisis generales, control de calidad, investigación, ciencias de la vida o análisis medioambientales, entre otros. Todos los productos se fabrican utilizando el Sistema Integrado de Gestión de Calidad según las normas ISO 9001, ISO 14001 e ISO 45001. Con nuestros más de 80 años de experiencia como fabricantes, usted puede beneficiarse de nuestro excepcional know-how en ácidos y bases sometidos a un estricto control de calidad, un soporte comercial y técnico fuertemente comprometido con nuestros clientes, un nivel de stock constante con una cadena de suministro estable y una red de distribución global.

Aplicaciones de ácidos y bases
En laboratorios químico de control de calidad, investigación y desarrollo o en departamentos de innovación de cualquier industria o institución, también como materias primas en procesos industriales para la producción de productos farmacéuticos o en cualquier proceso de síntesis o purificación orgánica.
Reactivos analíticos utilizados en procedimientos estándar, ajustes de pH, análisis cualitativos y cuantitativos, análisis instrumental, análisis y ensayos químicos por vía húmeda, experimentos químicos con fines educativos, digestión de muestras, catalizadores en reacciones químicas, preparación de muestras en análisis de trazas de metales, ensayos de aguas residuales, etc.
En tratamientos de aguas, fabricación de papel, fertilizantes, jabones, detergentes, productos de limpieza, limpieza in situ o “Cleaning in place” (CIP), síntesis de nylon, explosivos, producción de compuestos orgánicos (como el cloruro de vinilo y el dicloroetano para el PVC), fabricación de resinas sintéticas, colorantes, productos farmacéuticos, catalizadores del petróleo, insecticidas y anticongelantes, así como en diversos procesos como la acidificación de pozos de petróleo, reducción de aluminio, refinado de metales, decapado de acero, galvanoplastia, producción de baterías, etc.

Sectores

• Laboratorios analíticos, de control de calidad, químicos y bioquímicos
• Investigación, desarrollo e innovación (I+D)
• Desarrollo y fabricación de productos biofarmacéuticos y farmacéuticos
• Ciencias de la vida
• Cosmética y salud
• Alimentación y bebidas
• Síntesis inorgánica y orgánica
• Instituciones educativas o académicas
• Industria del papel
• Industria de jabones y detergentes
• Metalurgia
• Agricultura
• Mantenimiento de piscinas

Tamaños y materiales de envasado
Desde mg hasta toneladas para sólidos y desde mL hasta 1000 L para líquidos, en una gran variedad de tamaños y materiales de envasado, seleccionamos los envases más convenientes asegurando la conservación de la calidad del producto, la seguridad en el transporte y el uso, y la protección del medio ambiente.

Envases certificados por la ONU
La normativa para el transporte de materiales peligrosos exige el uso de envases homologados. En ella, se definen las características que deben cumplir los envases y embalajes en función del producto, su peligrosidad y la cantidad máxima que pueden contener. Esta información aparece en los envases certificados por la ONU.
Todos los envases utilizados por los productos de la marca PanReac AppliChem cumplen escrupulosamente la normativa vigente (ADR, RID IMDG, ICAO-IATA).

Materiales de envasado

• Envases estándar: Botellas de vidrio, botellas de HDPE, botellas de PC, bidones de HDPE, cubos de PP.
• Botellas/envases especiales: Para productos líquidos corrosivos, como los ácidos y las bases, utilizamos botellas de vidrio especiales con anillo de vertido. El anillo de vertido evita que cualquier gota se deslice por el exterior de la botella y pueda deteriorar la etiqueta, la superficie o dañar al usuario.
• Botellas cuadradas de plástico (HDPE) para soluciones volumétricas, con una gran estabilidad, especiales para valoradores automáticos.
• Utilizamos botellas de teflón especialmente seleccionadas para los ácidos ultrapuros para el análisis de trazas de metales. El material se controla antes de la fabricación de la botella. Cada botella es lixiviada con ácido caliente durante dos semanas para eliminar cualquier material de contaminación por trazas metálicas.
• El Sol-Pack (bag in box, cubitainer) se compone de una bolsa de polietileno colapsable de 10 L y una caja exterior de cartón, formando un envase ligero, práctico y fácilmente desechable. Incorpora un grifo que permite una cómoda dosificación hasta la última gota. Principales ventajas: ahorro de hasta un 60% respecto a las botellas de 1 litro. El aire no entra en la bolsa colapsable, lo que garantiza la conservación del producto. Menor riesgo de contaminación o carbonatación. Alternativa más respetuosa con el medio ambiente, ya que se generan menos residuos de envases con respecto a las botellas de plástico.
• Para cantidades mayores: Las soluciones de hidróxido de sodio y ácido clorhídrico están disponibles en contenedores IBC (hasta 1000 L). Obtenga la máxima capacidad en un espacio mínimo. Los IBC se utilizan para transportar y almacenar grandes cantidades de líquidos, para las industrias química, alimentaria, cosmética y farmacéutica. Certificados UN.
  Cubos de plástico (PP) para sólidos de 5 kg a 25 kg, con certificación UN, adecuados para las industrias química, alimentaria, cosmética y farmacéutica.

Ofrecemos a nuestros clientes varios accesorios y herramientas, como grifos, llaves y adaptadores, para facilitar la apertura y dispensación de los contenedores.

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Seguridad
Tanto los ácidos como las bases son productos químicos que presentan riesgos para la salud si se manipulan o almacenan incorrectamente. Es extremadamente importante manipular y almacenar los productos químicos de forma segura para evitar derrames en el lugar de trabajo, incendios, explosiones, liberación de gases tóxicos o lesiones personales. Las fichas de datos de seguridad (FDS o SDS por sus siglas en inglés, Safety Data Sheet) proporcionan información sobre cómo protegerse de los posibles efectos adversos para la salud, cómo manipular correctamente el producto químico, evitar posibles peligros, eliminar adecuadamente el producto químico, etc. Es fundamental para su seguridad y la de los demás manipular los productos químicos con precaución y seguir los protocolos adecuados. La lectura de toda la hoja SDS puede ayudar a evitar accidentes y posibles lesiones por el uso inadecuado de productos químicos. Las SDS o Fichas de Datos de Seguridad, anteriormente conocidas como MSDS (Material Safety Data Sheets) son el formato internacionalmente reconocido para comunicar el uso, manejo y almacenamiento de productos peligrosos. Todas las Hojas de Datos de Seguridad (SDS) están disponibles en nuestra página web, por favor, léalas atentamente antes de utilizar el producto.

Pureza
Para minimizar el riesgo de exposición del usuario a los ácidos y las bases y ahorrar tiempo de preparación, ofrecemos una amplia gama de soluciones preparadas en diferentes concentraciones con materias primas de la más alta calidad y un estricto control de calidad para garantizar la concentración exacta y la máxima puroza.

Ejemplos de ácidos y bases en diferentes concentraciones:

Ácido Clorhídrico, HCl, número CAS 7647-01-0:

Sodio Hidróxido, NaOH, número CAS 1310-73-2:

Ácido sulfúrico, H₂SO₄, número CAS 7664-93-9:

Ácido nítrico, HNO₃, número CAS 7697-37-2:

Ácido acético, CH₃COOH, número CAS 64-19-7:

Amoníaco, NH₃/NH₄OH, número CAS 1336-21-6:

Potasio hidróxido, KOH, número CAS 1310-58-3:

Ácido fosfórico, H₃PO4, número CAS 1310-58-3:

¿Dónde comprar ácidos y bases?
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