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1 GUÍA No. 2 Página 1 de 10 ÁREA: Ciencias Naturales y Educación Ambiental - Química Grado 11º TEMA: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE PROFESOR/A: Mariana Quintero Castillo TIEMPO DE REALIZACIÓN: De: septiembre 21 de 2015 A: Octubre 13 de 2014 INTRODUCCIÓN: En la experiencia de laboratorio concluimos que el ph es una propiedad de cada sustancia y se puede medir con otras sustancias llamadas indicadores de ph. El valor del ph se manifiesta con un color diferente de acuerdo al indicador utilizado. El propósito de esta guía es profundizar en el estudio del equilibrio ácido-base para explicar a qué se debe el color que se manifiesta como resultado de la interacción sustancia problema- indicador. Me dispongo para continuar aprendiendo a través de una escucha activa y una participación en el desarrollo de esta guía. Las actividades de esta guía las debo desarrollar en mi carpeta, en orden, conservando los títulos y la numeración de las actividades. ACTIVIDADES EL COMPORTAMIENTO DE ÁCIDOS Y BASES ATRAJO SIEMPRE LA ATENCIÓN DE LOS CIENTÍFICOS. El conocimiento científico es provisorio porque la tarea de la ciencia no se detiene, prosigue sus investigaciones con el fin de comprender mejor la realidad. A lo largo de la historia de la Química se han dado muchos ejemplos de clasificación de las sustancias por sus propiedades, con la finalidad de sistematizar su estudio. Atendiendo a dichas propiedades, una importante clasificación de los primeros compuestos conocidos fue en ácidos y bases. En 1663, R. Boyle asignaba un conjunto de propiedades a los ácidos y también a las bases, siendo el primero que usa como referencia el cambio de color de indicadores naturales. Posteriormente surgió la necesidad de justificar las propiedades de los ácidos y las bases. Así en 1773 Lavoisier defendía la idea de que todos los ácidos contenían oxígeno, nombre que él propuso para este elemento. El intento de Lavoiser e obtener oxígeno de cualquier ácido fracasó cuando lo intentó a partir del ácido clorhídrico (llamado entonces ácido muriático). En 1810 Davy demostró que el ácido muriático estaba constituido únicamente por hidrógeno y cloro y defendió que todos los ácidos contenían hidrógeno. En 1814 Gay-Lussac afirmó que los ácidos y las bases no debían definirse por sí mismos sino unos en función de otros, propuesta muy de acuerdo con una de las ideas actuales. A medida que se fueron identificando mayor número de ácidos, fue haciéndose evidente que el elemento común a todos ellos era el hidrógeno, recibiendo esta teoría gran respaldo en 1830 cuando Liebig, la extendió a los ácidos orgánicos. Las bases se consideraban como compuestos que neutralizaban a los ácidos dando sales, pero no llegó, en esa época a plantearse ninguna teoría que relacionase las propiedades alcalinas con un elemento o agrupación química determinada. Con posterioridad se desarrollaron otras teorías ácido-base, cada una de ellas con un marco de referencia más amplio, como las teorías de Arrhenius (1884), Bronsted Lowry (1924) y Lewis (1938). En 1909 Sorensen propuso la escala de ph. 1. Leo la información anterior y la presento en una línea del tiempo.

2 GUÍA No. 2 Página 2 de 10 ACIDOS Y BASES DOS FORMAS CONTRAPUESTAS DE SUSTANCIAS QUIMICAS. 2. Interpreto la siguiente información y argumento porqué se dice que ácidos y bases son formas contrapuestas de sustancias químicas. Ácidos Bases 1. Tienen sabor agrio (limón, vinagre, etc). Tiene sabor cáustico o amargo (a lejía) 2. En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de tornasol 3. No producen cambio de color en la fenolftaleína Enrojecen la fenolftaleína En disolución acuosa azulean el papel o tintura de tornasol 4. Neutralizan la acción de las bases Neutralizan la acción de los ácidos 5. Son electrolitos : al disolverse en agua se separan en iones que conducen la electricidad Son electrolitos: al disolverse en agua se separan en iones que conducen la electricidad 3. Identifico con qué información de la tabla se relacionan los siguientes gráficos, escribo la reacción química correspondiente y predigo cómo sería el valor de su constante de disociación.

3 GUÍA No. 2 Página 3 de De las anteriores reacciones químicas identifico cuál se relaciona con la gráfica que se encuentra a la izquierda. Argumento. 5. Dibujo la gráfica para la otra reacción química. TEORÍAS ÁCIDO- BASE EN LA ACTUALIDAD TEORÍA DE ARRHENIUS (1884) En el siglo XIX, Svante Arrhenius sospechó de la existencia de una disociación o ruptura de las supuestas moléculas del electrolito en varios fragmentos por efecto de la disolución. La idea de la disociación iónica le permitió encontrar una explicación coherente a su comportamiento característico. TEORÍA DE ARRHENIUS ÁCIDO BASE Compuesto que en disolución acuosa se ionizan, Compuesto que en disolución acuosa se ionizan, liberando iones hidrógeno al medio (H+) liberando iones hidroxilos al medio (OH -) Bases fuertes Hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos. Ácidos fuertes HCl HBr,HI,HNO 3,HClO 3, HClO 4,H 2SO 4 6. Qué puedo predecir de la constante de disociación de estos electrolitos y de su conductividad eléctrica? Argumento.

4 GUÍA No. 2 Página 4 de Aplico la teoría de Arrhenius de acuerdo al comportamiento de las siguientes sustancias químicas en solución: ácido nítrico, ácido clorhídrico, ácido sulfúrico, ácido sulfhídrico, ácido yodhídrico, hidróxido de sodio, hidróxido de calcio, hidróxido de potasio, ácido hipocloroso. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN La reacción donde una base neutraliza las propiedades de un ácido recibe el nombre de neutralización y se ajusta, en términos generales, a una ecuación química del tipo: De acuerdo con la teoría de Arrhenius, la neutralización se reduce a una reacción entre los iones H+ y OH - respectivamente de ácidos y bases para dar agua. Si la concentración de base es suficiente, todos los iones H + provenientes de la disociación del ácido serán neutralizados por los OH- de la base. Un exceso de base provocará a la solución resultante carácter básico o alcalino. Pero, por la presencia de iones H + no neutralizados (exceso de ácido), la disolución tendrá carácter ácido. 9. Represento en el lenguaje de la química la reacción de neutralización entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio, el ácido nítrico y el hidróxido de calcio, el hidróxido de potasio y el ácido clorhídrico. LIMITACIONES DE LA TEORÍA DE ARRHENIUS. La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. Ácidos de { HAc Ac- + H + Arrhenius: HAc Ac - + H + Base de Arrhenius: NaOH Na+ + OH - La primera es que el concepto de ácido se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidróxido. Sustancias tales como el amoníaco (NH 3) se comportan a todos los efectos como bases sin contener en sus moléculas iones OH -. Así, reaccionan con el ácido clorhídrico de una forma semejante a la de los hidróxidos y en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica, presentando un comportamiento alcalino análogo en todo al característico de los hidróxidos.

5 GUÍA No. 2 Página 5 de 10 La segunda crítica es que la teoría solo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua. 9. Asocio la siguiente experiencia con la gráfica: Se coloca el tubo de vidrio horizontalmente en el soporte universal, firmemente tomado con la nuez, se introduce un pequeño tapón de algodón en cada uno de los extremos del tubo, y con ayuda de las pipetas, saturar uno con solución de ácido clorhídrico y el otro con solución de amoníaco. Se cierran los extremos del tubo con los tapones de goma, y se espera que los vapores difundan. Finalmente se observa la formación del anillo de cloruro de amonio. Escribo la reacción química correspondiente a esta experiencia. Qué limitaciones encuentra la teoría de Arrhenius para explicarla? TEORÌA DE BRONSTED Y LOWRY ( 1924) Las nociones de ácido y base de Arrhenius, sin ser falsas, poseen una validez limitada. Los conceptos actuales debidos a Brönsted y Lowry amplían dichas nociones y contienen a aquéllas como un caso particular. Veamos en qué consiste esta teoría: En primer lugar en esta teoría al H +, se le llama protón porque es un átomo de hidrógeno que ha perdido su electrón; de modo que el ácido ha cedido un protón durante el proceso. En segundo lugar, según estos dos científicos el H + en disolución acuosa no puede permanecer aislado; el campo eléctrico que produce es tan grande que se unirá a una molécula de agua formando el ion hidronio H 3O +. Por ello, al ion de H + (ac) se debe escribir como H 3O + Según Bronsted y Lowry Ácido es toda sustancia capaz de ceder o donar uno o más protones a otra molécula

6 GUÍA No. 2 Página 6 de Aplico la teoría de Bronsted Lowry a las siguientes sustancias: ácido nítrico, ácido clorhídrico, ácido sulfúrico, ácido sulfhídrico, ácido yodhídrico, ácido hipocloroso, ácido fosfórico. Recuerdo revisar cuáles son fuertes y cuáles son débiles. Al proponer este concepto de ácido, Brönsted buscaba una definición que se pudiera relacionar con la correspondiente de la base, tal como lo estaban las propiedades químicas de ambas sustancias. Puesto que un ácido tiene propiedades opuestas a las de una base, la definición de base debería reflejar una propiedad opuesta a la del ácido. Según Brönsted- Lowry: Base es una sustancia capaz de aceptar uno o más protones de otra molécula. De este modo, el comportamiento del amoníaco (NH 3) se explica como consecuencia de la siguiente reacción con el agua: NH 3(ac) + H 20 NH 4 + (ac) + OH - El NH 3 actúa como base aceptando un protón de la molécula de agua, originando ion amonio (NH 4+ ) y liberando grupos OH - igual que los otros hidróxidos. Esta definición se aplica para las bases débiles. En el caso de las bases fuertes (contienen en su estructura OH -1, se aplica la definición de Arrhenius). Observo lo que tienen en común las siguientes bases débiles y aprendo a identificarlas: 11. Aplico la definición de Bronsted-Lowry o Arrhenius para expresar la reacción de disociación de a cada una de las siguientes bases: Etilamina, hidróxido de sodio, amoniaco, anilina e hidróxido de calcio. BRONSTED- LOWRY ÁCIDO Sustancia capaz de donar un protón (H + ) BASE Sustancia capaz de aceptar un protón (H + ) REACCIÓN Observo que de acuerdo con la teoría de Bronsted Lowry: El agua puede comportarse como ácido y como base; es una sustancia anfótera o anfipròtica. PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE

7 GUÍA No. 2 Página 7 de 10 Se deduce de los conceptos de Brönsted Lowry de ácido y de base que ambos están relacionados. Ya que en los procesos en los que intervienen estos componentes existe una transferencia de protones, por ejemplo, si una molécula cede un protón, existe otra que lo acepta. Por lo tanto la molécula que lo cede se comporta como ácido y la que lo acepta como base. Ejemplo: El HCI cede un protón al H 2O, ésta actúa como base y el HCl como ácido. Par conjugado ácido- base: Tiene como sustento la teoría de Brönsted y Lowry. Un ácido, está en la capacidad de donar un protón. Se nombra tanto acido como base en ambos lados porque hablamos de equilibrio químico, es decir que se lleva a cabo la reacción directa e inversa. HA + B A - + H + B Ácido 1 Base 2 Base 1 Ácido 2 Pares ácido- base conjugados: HA, A - Y BH +, B A.CH3COO - + HCN CH 3COOH + CN - B.H 2PO 4 + NH 3 HPO NH Identifico los pares ácido-base conjugados de las siguientes sustancias en disoluciones acuosas: HIO 3, HNO 2, NH4 +, C 6H 5NH Observo los ejemplos realizados hasta el momento: En qué se diferencia el ácido de su base conjugada? 14 El concepto de ácido base de Bronsted- Lowry no solo aplica para disoluciones acuosas. Aplico la conclusión anterior e identifico pares ácido-base conjugados en : FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES Cuando un ácido se disuelve en un líquido, inmediatamente se disocia en sus iones constituyentes, aunque la intensidad de esta disociación varía de un ácido a otro. Si a un recipiente que contiene agua se le añade una cantidad de HCl, éste se ioniza casi totalmente, y en la solución se encuentra mucho más en forma de iones hidrógeno y cloro que de ácido o moléculas enteras. O sea, que el HCl en solución libera una gran cantidad de H + y acidifica de manera intensa el medio. Por eso se dice que es un ácido fuerte y el acuerdo para simbolizarlo es escribir la flecha en un solo sentido.

8 GUÍA No. 2 Página 8 de 10 En cambio, si se disuelve otro tipo de ácido como el carbónico (H 2C0 3), éste se ioniza débilmente, es decir, permanece casi todo en la solución en forma de ácido o moléculas enteras (H 2C0 3) y muy poco en forma de iones bicarbonato (HCO 3- ) e hidrógeno (H + ). En resumen, el H 2C0 3 en solución libera pocos H +, por ello sólo acidifica el medio de manera débil y se le cataloga como un ácido débil. El acuerdo es que la disociación de un ácido débil se representa con doble flecha. 15. Escribo las reacciones químicas y predigo las constantes de disociación para los anteriores ejemplos. LA CONSTANTE DE DISOCIACIÓN: Recordemos lo que ocurre en la disociación de un ácido HX + H 2 O X - + H 3 O + Anión ión hidronio Ka= [X - ] [H 3 O + ] [HX ] Ka es la contante de disociación del ácido, también llamada constante de acidez, indica cuánto del ácido se va a disociar. A mayor Ka, mayor concentración del anión y del ión hidronio. A mayor concentración del ión hidronio menor ph. A menor ph, la solución es más ácida. Las soluciones ácidas son aquellas que tienen un ph menor a 7. Como la Ka aumenta a medida que sube la concentración del ión hidronio, el ph va a disminuir. La constante de disociación de un ácido también recibe el nombre de constante de acidez. Ahora recordemos el comportamiento de una base en solución: B + H 2O BH + + 0H - catión ión hidroxilo Kb= [BH + ] [OH] - [B] Kb es la contante de disociación de la base, también llamada constante de basicidad. Cuando aumenta Kb es porque la concentración de oxhidrilos es alta, a mayor concentración de oxhidrilos el ph aumenta. Una solución es básica cuando su ph sea mayor a 7.

9 GUÍA No. 2 Página 9 de Interpreto las anteriores tablas y saco conclusiones. DISOCIACIÓN DE UN ÁCIDO POLIPRÓTICO: El ácido sulfúrico es un ácido diprótico por que por cada mol de ácido produce dos moles de iones de H, en dos etapas: El ácido sulfúrico es un ácido o electrolito fuerte, la primera ionización es completa. Pero, la segunda ionización es incompleta por lo que el ión HSO 4 - es un ácido débil. El ácido fosfórico (H 3PO 4) es un ácido triprótico, es decir que posee 3 iones H + para ceder. Las tres etapas de ionización son incompletas, debido a que los tres ácidos son débiles. 17. Asigno la constante de disociación del ácido sulfúrico para cada una de las etapas. 18. Represento las etapas del ácido fosfórico y asigno las constantes de disociación respectivas.

10 GUÍA No. 2 Página 10 de 10 BIBLIOGRAFÌA: ZUMDAHL, S.( 2007.) Fundamentos de Química. Mc Graw Hill. Segundo edición. México D.F. 2HML/ACIDOS%20Y%20BASES%20(LAura%20Pe%C3%B1as).cmap H:/Temas%20de%20Medicina%20Interna.%20Tomo%202_%20Primera%20parte.%20Alteraciones%20del% 20equilibrio%20hidromineral%20y%20el%20ácido%20básico_%20Capítulo%204.%20Equilibrio%20acidobási co.html. b10laura.blogspot.com.co/2011/02/acidos-y-bases-segun-arrhenius.html

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