GUIA Ácidos Y Bases - Explicación de fenómenos PDF

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Explicación de fenómenos...

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Código: GA-056

Institución Educativa Municipal

ESCUELA NORMAL SUPERIOR DE PASTO

GUIA AÑO ESCOLAR NIVEL DIMENSION / AREA

Versión: 3 Página 1 de 5

2019 BASICA SECUNDARIA CIENCIAS NATURALES

JORNADA PERIODO GRADO

1P 9

TARDE 2P 3P GRUPO S

4P 6.7.8

MAESTRO(A)

GUÍA C.NAT 09-07

APRENDIZAJE

X

TALLER COMPETENCIA(S)

CODIGO

10757

LOGRO

LABORATORIO

APLICACIÓN

CAMPO

Explicación de fenómenos Comprende que la acidez y la basicidad son propiedades químicas de algunas sustancias y las relaciona con su importancia biológica y su uso cotidiano e industrial.

ÁCIDOS Y BASES MOTIVACIÓN: Aunque nunca hayas puesto un pie dentro de un laboratorio de química, es muy probable que sepas una o dos cosas sobre ácidos y bases. Por ejemplo, ¿has bebido jugo de naranja o refresco de cola? Y si alguna vez has utilizado bicarbonato de sodio o claras de huevo en tu cocina, entonces también estás familiarizado con algunas bases. Los términos ácido y base son muy comunes en la naturaleza. Son de propiedades opuestas y cuando se mezclan sustancias ácidas con básicas se anulan entre sí. Los términos ácido y base son conocidos por nosotros y muy comunes en la naturaleza. Son de propiedades opuestas y, cuando se mezclan sustancias ácidas con básicas se anulan entre sí: ALGUNOS ÁCIDOS Y BASES QUE ENCONTRAMOS EN EL HOGAR Ácido o Base Dónde se encuentra Ácido acético, CH3COOH Vinagre Ácido acetil salicílico, ácido 2-hidroxibenzoico Aspirina Ácido ascórbico, C5H5O5 Vitamina C Ácido cítrico, Ácido 3-hidroxi-3carboxi pentanodióco Jugos de cítricos, limón, naranja, kiwi Jugos gástricos, muy corrosivo y peligroso Ácido clorhídrico, HCl baterías de vehículos: peligroso y corrosivo Ácido sulfúrico, H2SO4 Amoníaco base NH3 o NH4OH Limpiadores caseros Hidróxido de magnesio base Mg(OH)2 Leche de magnesia (laxante y antiácido) Los Ácidos son sustancias de compuestos químicos que, al disolverse en agua, aumentan la concentración de iones H+” ya que tiene la capacidad de cederlos a alguien que puede cogerlos y que presentan las siguientes características: ÁCIDOS Tienen sabor agrio. Disuelven sustancias Son corrosivos para la piel. Atacan a los metales desprendiendo H2. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. Tienen un sabor ácido o agrio Algunos ejemplos son: el vinagre o el zumo de limón, BASES: Tiene sabor amargo. Suaves al tacto, pero corrosivos con la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Tienen un sabor amargo. Algún ejemplo: la lejía

Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

1. ¿Defina que es ácido y base, enumere sus características? TEORÍAS DE ÁCIDOS Y BASES TEORÍA DE ARRHENIUS. Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica” , en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que, en disolución, se disocian en cationes y aniones. En 1884, el químico sueco Svante Arrhenius definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producen una concentración de iones hidrógeno, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH -. ÁCIDO: Toda sustancia que en solución acuosa libera iones: hidrógenos H DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS FUERTES Ácido Ecuación de disociación Ácido nítrico, HNO3 HNO3 H + + NO3 Ácido clorhídrico, HCl HCl H + + Cl Ácido sulfúrico, H2SO4 H2SO4 H+ + SO4 2 + Ácido clórico, HClO2 HClO2 H + ClO2 Ácido perclórico HClO4 HClO4 H+ + ClO4 Ácido perfluórico, HFO4 HFO4 H + + FO 4 BASE: Toda sustancia que en solución acuosa libera grupos hidroxilos o iones hidróxidos OH 2 Base Hidróxido de litio, LiOH Hidróxido de sodio, NaOH Hidróxido de potasio KOH Hidróxido de calcio, Ca(OH) 2

LiOH NaOH KOH Ca(OH)2

Ecuación de disociación Li + + OH Na + + OH K + + OH Ca2+ + 2 OH -

ELECTROLITO: Se denomina electrolito a una sustancia que contiene aniones y cationes y que por lo tanto es capaz de conducir la corriente eléctrica. ELECTRÓLISIS: Es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad en ella ocurre la liberación de electrones. CÁTODO ( - ): Es el electrodo negativo ÁNODO ( + ): Es el electrodo positivo. Los cationes (iones cargados positivamente) y aniones (iones cargados negativamente) ÁCIDO: “Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+”. AH (en disolución acuosa) ® A– + H+ Ejemplos: - HCl (en disolución acuosa) ® Cl– + H+ - H2SO4 (en disolución acuosa) ® SO42– + 2 H+ BASE: “Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–“. BOH (en disolución acuosa) ® B+ + OH– Ejemplo: - NaOH (en disolución acuosa) ® Na+ + OH– Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H+ + OH– ® H2O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH + HCl ® H2O + NaCl (Na+ + Cl–) TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY. ÁCIDO: “Sustancia que en disolución cede H+”. BASE: “Sustancia que en disolución acepta H+”. Par Ácido/base conjugado Tenemos así dos pares ácido-base conjugados HA / A- y B / BH+  en el primero A- es la base conjugada del ácido HA  en el segundo BH+ es el ácido conjugado de la base B. Si nos referimos al primero de ellos mediante un 1 y al segundo con un 2 podríamos representar el equilibrio de la siguiente forma:

2

Las cargas eléctricas son consecuencia de la forma de representar el ácido y la base en el ejemplo empleado para exponer la teoría de Brönsted Lowry. En cada equilibrio ácido-base será la transferencia de protones la que determinará la carga eléctrica de las sustancias que intervienen en el equilibrio. Vamos a ver algunos ejemplos de equilibrios ácido base y notaremos que el agua interviene en ellos de dos maneras donando o aceptando protones: HCl + H2O ⇄ Cl- + H3O+ Ejemplo de disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l) ® H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada). Ejemplo de disociación de una base: NH3 (g) + H2O (l) ® NH4+ + OH– En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ a la base NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado). ÁCIDO: Cualquier sustancia que puede donar protones en agua. H2 O BASE. Toda sustancia que en solución es capaz de aceptar protones. HBr H+ + BrDe acuerdo con la definición anterior, una reacción ácido base es siempre una Ácido bromhídrico transferencia de iones Hidrógeno, donde el dador es el ácido y el aceptor la base. Cada una de las ecuaciones anteriores representa al par ácido – base conjugada. Así el ácido al liberar uno o más iones H - se convierte en una base, capaz de aceptar H2 O nuevamente el protón, la cual se denomina base conjugada. NH + H NH42 Cada ecuación anterior es también un par base-ácido conjugada. Así, el H 2O es el ácido Amoniáco conjugado de OH- y H3O+ es el ácido conjugado del agua (H2O). ACIDO BASES CONJUGADAS BASES ÁCIDOS CONJUGADOS H2O H+ + OHOH- + H+ H2 O H3O+ H+ + NH3 H2 O + H+ NH4+ + 22+ HCO3 SO4 + H HSO4H + CO3 TEORÍA DE LEWIS (·) ÁCIDO: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”. BASE: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”. Ácido: Sustancias que puede aceptar un par de electrones Base: Sustancia que puede donar un par de electrones pH: El pH es una medida de la acidez o basicidad de una sustancia. Matemáticamente se puede calcular con la siguiente expresión: pH = - log [ H + ] Existe una escala de pH para disoluciones acuosas que toma valores desde 0 a 14. Las sustancias ácidas se encuentran entre el rango pH > 0 pero pH < 7, y por lo tanto la [H+] > [OH-]. Las sustancias neutras tienen un pH = 7 y por lo tanto [H+] = [OH-], mientras que las sustancias básicas tienen un pH > 7 hasta 14; por lo tanto [OH-] > [H+]. Indicadores ácido-base: Para identificar si una sustancia es ácida, base o neutra es necesario comprender que el pH de una sustancia es una medida de la concentración de [H+] y/o [OH-] presentes en las disoluciones de ellas. Para que una sustancia se denomine neutra la cantidad de [H+] = [OH-] = 1 · 10–7; por lo tanto, el pH es 7. Una sustancia de características ácidas tiene una [H+] > [OH-]; por lo tanto, el pH < 7, y una sustancia de características básicas tiene una [OH-] > [H+]; por lo tanto, el pH > 7. 2. Construye un glosario y subraya los términos que no conoces y consulta su significado. 3. Consulte los datos más importes sobre ARRHENIUS, BRÖNSTED-LOWRY, LEWIS. ESCALA DE PH El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones de hidrógeno presentes en determinadas disoluciones.3 La sigla significa potencial de hidrógeno o potencial de hidrogeniones

4. ¿Cómo se mide el PH y qué es la escala de PH? 5. ¿Qué es una reacción de neutralización? 6. ¿Qué es un indicador y cuáles son los más utilizados? 7. Observe el video y siga las instrucciones para realizar el indicador ácido-base APLICACIONES Y USOS DEL PH

https://youtu.be/QneeMMEjcvw

1.

EN EL CUIDADO DE LA PIEL: El pH de la piel es aproximadamente de 5.5 de media, variando ligeramente de una zona a otra del cuerpo. Este valor es posible mantenerlo gracias al sudor y sebo que se mezclan en la superficie corporal dando este pH, Por una parte, debemos recordar que para el buen estado de la piel y el cabello es muy importante mantenerlo sin producir grandes variaciones. 2. LA IMPORTANCIA DEL CONTROL DEL PH EN EL CUIDADO DE UNA PISCINA El pH óptimo para el agua de una piscina debe situarse en el rango 7.2-7.8, en el que afortunadamente el cloro es donde presenta su mayor efectividad. Un agua ácida (pH inferior a 7.0) puede producir corrosión en los accesorios de la piscina, mientras que un pH demasiado alcalino (mayor de 7.8) favorecerá la formación de incrustaciones calcáreas, así como una pérdida de efectividad del cloro. 3. EN AGRICULTURA Y SUELOS El pH del suelo es generalmente considerado adecuado en agricultura si se encuentra entre 6 y 7. En algunos suelos, incluso con un pH natural de 8, pueden obtenerse buenos rendimientos agropecuarios, un pH muy ácido, resulta ser otro factor limitante para el desarrollo de los cultivos, el cual puede corregirse mediante el uso de enmiendas como la cal. Del mismo modo, a veces se aplican de compuestos de azufre con vistas a elevar el pH de los suelos fuertemente ácidos. 4. IMPORTANCIA DEL PH EN LA SANGRE La función más importante del pH en la sangre es que la actividad enzimática solo se da adecuadamente en determinados pH, y la actividad enzimática interviene en absolutamente todos los procesos metabólicos, la sangre actúa como una solución tapón, es decir auto regula el impacto de sustancias que pueden alterar el pH, aun así, según las concentraciones de las sustancias que entran al organismo, el pH puede verse alterado. PH EN EL AMBIENTE El pH de la humedad del suelo afecta la disponibilidad de nutrientes para las plantas. Muchas plantas prefieren un suelo ligeramente ácido (pH entre 4.5 y 5.5), mientras que otras prefieren un suelo menos ácido (pH entre 6.5 y 7). Los suelos altamente ácidos (con un pH menor de 4.5) alcanzan concentraciones de elementos químicos tóxicos para las plantas. El pH del agua afecta la vida terrestre y acuática. El agua de los lagos, lagunas y ríos sanos generalmente tiene un pH entre 6 y 8. La mayoría de los peces tolera el agua con pH entre 6 y 9. Los peces más robustos y fuertes generalmente mueren en pH más bajos y más altos. Los sapos y otros anfibios son más sensibles al pH que muchos peces. ACTIVIDADES 1. En las siguientes ecuaciones químicas, identifica ácidos, bases y especies conjugadas según corresponda e indica, cuál es la teoría empleada. “Ácido de Arrhenius”, “Ácido de Brönsted”, “Base de Lewis” a. HNO3(ac) + H2O(l) → H3O+ (ac) + NO– 3(ac) b. KOH(ac) → K+ (ac) + OH– (ac) c. HClO4(ac) + H2O(l) → H3O+ (ac) + ClO– 4(ac) d. HF(ac) → H+ (ac) + F– (ac)e. LiOH(ac) → Li+ (ac) + OH– (ac) f. CH3COOH(ac) + NH3(ac) → CH3COO– (ac) + NH+ 4(ac) g. H2SO4(ac) + H2O(l) → HSO– 4(ac) + H3O+ (ac) Ejemplos de pH de algunas sustancias Ácido clorhídrico 1 M – pH 0 Sangre – pH 8 Jugo gástrico – pH 1 Agua jabonosa – pH 9 Jugo de limón – pH 2 Leche de magnesia – pH 10 Vinagre – pH 3 Agua de cal – pH 11 Jugo de naranja – pH 4 Amoníaco – pH 12 Cerveza – pH 5 Hidróxido de sodio 0,1 M – pH 13 Leche – pH 6 Hidróxido de sodio 1 M – pH 14 Agua pura – pH 7 WEBGRAFÍA https://www.studocu.com/en/document/pontificia-universidad-catolica-de-chile/biologia-y-diversidad-vegetal/summaries/guia-acidobase/2637217/view http://mundodeparticulas.blogspot.es/1446812420/ph-en-la-vida-la-industria-y-el-ambiente/ https://www.lifeder.com/teorias-acidos-bases/ https://www.lifeder.com/procesos-termodinamicos/ https://youtu.be/QneeMMEjcvw

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Revisado por: Aprobado por: Fecha de Actualización del formato 14 de enero de 2019

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