INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL CENTRO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS WILFRIDO MASSIEU PÉREZ PLAN DE ESTUDIOS, 2009. Febrero 2011. 1

Unidades didácticas: 1.- TERMOQUÍMICA. Sistemas (abierto, cerrado y aislado) Calor, temperatura. Entalpía. Calor de formación. Calor de reacción. Leyes de la termoquímica. Reacción exotérmica y endotérmica Ley de Hess 3.- ÁCIDOS Y BASES A) Conceptos de Ionización y Disociación B) Teorías Ácido Base: a) Arrhenius b) Brönsted Lowry c) Lewis. C) Constante de ionización del agua (Kw) D) Potencial de ionización del agua. E) ph; poh; escala para determinar el carácter químico de una solución. F) Concepto de ácido-base fuerte y débil G) Problemas para determinar ph, poh, H 3 O +, OH. H) Indicadores I) Neutralización J) Hidrólisis K) Soluciones buffer o amortiguadoras. L) Identificación e importancia de sustancias de uso cotidiano de acuerdo a su carácter ácido o básico. 2.- VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO. Teoría de las colisiones. Velocidad de reacción. Ley de acción de masas. Factores que afectan la velocidad de reacción. Reacción reversible y reacción irreversible. Concepto de equilibrio químico Constante de equilibrio. Principio de Le Chatelier. Factores que modifican el equilibrio químico 4.- TECNOLOGÍA QUÍMICA - Tecnología química - Proyecto - Innovación - Factibilidad del proyecto: Estudio de mercado. Estudio técnico (ingeniería del proyecto) Estudio económico-financiero. Estudio ecológico. Estudio político legal. - Calidad total relacionada con el proyecto. - Impacto socio económico -ecológico. - Ley General del Equilibrio Ecológico y Protección al Medio Ambiente. Principios de química 4 José Mariano Bravo Trejo Ed. EXODO. El mundo de la Química, Conceptos y aplicaciones. Moore, Stanitski, Word, Kotz. Ed. Pearson Educación Química. La Ciencia Central Brown, Theodore L. Ed. Pearson Educación BIBLIOGRAFÍA PROPUESTA Fundamentos de Química 2, 3, 4 Ocampo, Fabila, et. al. Ed. Publicaciones Cultural. QUIMICA Zárraga Ed. Mc Graw Hill QUÍMICA Seese, S. William y Daub Ed. Prentice Hall Fundamentos de Química Hein, Morris Ed. Intern. Thomson Editores Fundamentos de Química Burns, A. Ralph Ed. Prentice Hall Teresita Flores Labardini Química General Ed. Esfinge 2

Páginas de Internet propuestas: http://es.wikipedia.org/wiki/termodin%c3%a1mica http://es.wikipedia.org/wiki/termoqu%c3%admica http://es.wikipedia.org/wiki/cin%c3%a9tica_qu%c3%admica http://joule.qfa.uam.es/beta-2.0/temario/tema6/tema6.php http://www.angelfire.com/cantina/probres/preuniversidad/teoria/quimica/equilibrio01.pdf http://www.uv.es/~baeza/equili.html http://www.monografias.com/trabajos17/calorimetria/calorimetria.shtml www.monografias.com/trabajos5/aciba/aciba.shtml http://www.itescam.edu.mx/principal/sylabus/fpdb/recursos/r24902.doc http://201.116.18.153/laciencia/quimica/qe-7.htm http://www.elergonomista.com/quimica/q10.html 3

Competencia General. Desarrolla un proyecto relacionado con un producto de alguna de las ramas de la industria química aplicando de manera integral los principios, propiedades y factores que condicionan los procesos químicos, con un enfoque Ciencia Tecnología Sociedad y Ambiente. UNIDAD DIDÁCTICA 1.- TERMOQUÍMICA Competencia Particular. Argumenta alternativas para aprovechar la energía calorífica relacionada con procesos químicos en aplicaciones académicas, laborales y particulares. RAP 1) Maneja los conceptos básicos de la termoquímica para aplicarlos en reacciones químicas. RAP 2) Determina la tendencia que sigue una reacción química, estimando el calor que pierde o absorbe mediante el cálculo de la entalpía de reacción. INTRODUCCIÓN La Termoquímica es una subdisciplina de la fisicoquímica que estudia los cambios que se presentan durante la realización de una reacción química. Se puede considerar que las reacciones químicas se producen a presión y volumen constantes. La magnitud característica de la termoquímica es el incremento de entalpía, es decir, la variación de calor que se dará en el paso de reactivos a productos. Para cualquier tipo de estudio científico, se debe considerar un sistema en particular: Un SISTEMA es un conjunto delimitado del universo que comprende algunos elementos relacionados para alcanzar un objetivo; pueden ser: abiertos, cerrados o aislados, dependiendo del vínculo que guarden con el entorno. Un sistema abierto, es aquel que permite un continuo intercambio de masa y energía con sus alrededores. Un sistema cerrado solo permite el intercambio de energía con el entorno, pero no de masa. Los sistemas aislados (adiabáticos), como su nombre lo indica no permiten intercambio de materia (masa-energía) con los alrededores. La Entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción. El término de entalpía fue descrito por el físico alemán Rudolf J.E. Clausius en 1850. Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales, se mide el cambio de entalpía (Δ H). ΔH = H final H inicial La entalpía recibe diferentes denominaciones según el proceso que se está verificando, así se tiene lo siguiente: ENTALPÍA DE REACCIÓN: Es el calor absorbido o desprendido durante una reacción química, a presión constante. ENTALPÍA DE FORMACIÓN: Es el calor necesario para formar una mol de una sustancia, a presión constante y a partir de los elementos que la constituyen. Ejemplo: H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O + 68.3 Kcal Cuando se forma una mol de agua (18 g) a partir de hidrógeno y oxígeno se producen 68.3 Kcal, lo que se denomina entalpía de formación del agua. ENTALPÍA DE COMBUSTIÓN: Es el calor liberado a presión constante, cuando se quema una mol de sustancia. Ejemplo: CH 4 (g) + 2O 2 (g) 2 CO 2 (g) + 2 H 2 O (l) ΔH = 212.8 Kcal Lo que significa que cuando se queman 16 g de metano (1 MOL) se desprenden 212.8 Kcal en forma de calor. Estas entalpías se determinan normalmente a 25 C y 1 atm. Para determinar la entalpía estándar de formación de las sustancias, se debe tener en cuenta lo siguiente: 1. La entalpía estándar de formación de los elementos puros, libres y tal como se encuentran en su estado natural es cero. Por ejemplo: H 2 (g), O 2 (g), N 2 (g), Cl 2 (g), Na (s), etc, tienen ΔHf º = 0, donde Δ Hf es la entalpía estándar de formación. 4

ENTALPÍA ESTÁNDAR de una reacción: CALOR DE REACCIÓN a A + b B c C + d D Dado un proceso químico, el calor de la reacción se calcula restando las entalpías estándares de formación de los reactivos de las entalpías estándares de formación de los productos, como se ilustra en la siguiente ecuación, considerando el coeficiente de balanceo de cada especie: ΔHº R = ΣHfº Productos ΣHfº reactantes ΔHº R = ( c Hfº C + d Hfº D ) ( a Hfº A + b Hfº B ) Procesos exotérmicos y endotérmicos. En función del calor que intercambien en el medio, los procesos (reacciones) se pueden clasificar como exotérmicas y endotérmicas; lo que nos indicará si la reacción habrá perdido o ganado energía es la entalpía de la reacción. ΔHº R = ΔHº R = + Exotérmicas: Desprenden calor hacia el entorno, es decir, pierden o liberan calor: Endotérmicas: Absorben calor del entorno, es decir ganan o necesitan calor durante su realización: Leyes de la termoquímica. Primera ley de la termoquímica o Ley de Lavoisier-Laplace. El calor necesario para descomponer una sustancia en sus elementos es igual, pero de sentido contrario, al que se necesita para volver a formarla. Segunda ley de la Termoquímica o Ley de Hess. En 1840 Hess postuló una ley absolutamente empírica: El calor liberado o absorbido a presión o volumen constante en una reacción química dada es independiente del número de etapas en que se realiza el proceso químico. EJEMPLOS: La neutralización de soluciones acuosas diluidas de un ácido por medio de una solución acuosa diluida de una base, es un tipo particular de reacción química; es una reacción de neutralización. La neutralización de una solución acuosa de HCl con una solución de NaOH puede ser representada por la siguiente ecuación: HCl (ac) + NaOH (ac) NaCl (ac) + H2O (l) Considerando la expresión: ΔHº reacción = ΣΔHºf (productos) ΣΔHºf (reactivos) El calor de reacción ΔHºREACCIÓN puede calcularse a partir de los respectivos calores de formación de cada sustancia: 5

ΔHº reacción = (ΔHºf NaCl + ΔHºf H 2 O) (ΔHºf NaOH + ΔHºf HCl) ΔHºR= [( 97.302) + ( 68.317)] [( 112.236) + ( 40.023)] ΔHºR= 165.619 ( 152.259 ) = 165.619 + 152.259 ΔHºR = 13.00 Kcal Como se puede observar, el contenido de calor de los reactantes es mayor que en los productos; por lo que, la energía que se tiene de diferencia, será liberada al medio, razón por la cual se considera una reacción de tipo Exotérmica. Es muy importante recordar que, para el cálculo del ΔH teórico de una reacción, debe tenerse en cuenta que el calor de formación de sustancias en estado elemental, por convención, es igual a cero. Ejemplo: Determina el calor de la siguiente reacción, considerando los calores de formación de las sustancias participantes. Mg (s) + 2 HCl (ac) MgCl 2 (ac) + H 2 (g) Calores de formación: ΔHº reacción = ( ΔHºf MgCl 2 ) ( 2 ΔHºf HCl ) Kcal/mol ΔHºR= ( 189.76 ) 2 [ 40.023)] = 189.76 ( 80.046) ΔHºf MgCl 2 (ac) = 189.76 ΔHºf HCl (ac) = 40.023 ΔHº R = 189.76 + 80.046 = 109.714 kcal También se puede conocer el calor de formación de algunas sustancias a partir del conocimiento del calor de una reacción en particular. Por ejemplo: Ejemplo: Considerando que el valor de la entalpía de combustión ΔHºR para el metano (CH 4 ) es igual a 213 Kcal, determina el valor de la entalpía de formación para este combustible. Ecuación: CH 4 (g) + O 2 (ac) Δ CO 2 (g) + 2 H2O (g) Calores de formación: Kcal/mol ΔHº reacción = ΣΔHºf (productos) ΣΔHºf (reactivos) ΔHºf CH 4 (g) = 17.84 ΔHº reacción = [(ΔHºf CO 2 + 2 ΔHºf H 2 O)] (ΔHºf CH 4 ) ΔHºf CO 2 (g) = 94.05 ΔHºf H 2 O (g) = 68.32 En este caso, lo que debemos determinar es el calor de formación del metano, ΔHº Por lo tanto, podemos considerar, algebraicamente lo siguiente: R = 213 Kcal ΔHºf CH 4 = [(ΔHºf CO 2 + 2 ΔHºf H 2 O)] ΔHº reacción ΔHºf CH 4 = [ 94.32 + 2( 68.32) ] ( 213) = 230.96 + 213 = 17.96 kcal/mol NOMBRE DEL ALUMNO GRUPO ACTIVIDADES PROPUESTAS PARA EL ALUMNO: A. Consultando la bibliografía y páginas electrónicas propuestas, escribe los siguientes conceptos: Sistemas (abierto, cerrado y aislado) Calor, temperatura. Entalpía. Calor de formación. Calor de reacción. Calor de combustión. Reacción exotérmica y endotérmica. Leyes de la termoquímica. Primera Ley de la termoquímica (de Lavoisier Laplace) Segunda Ley de la termoquímica (Ley de Hess). Calores de formación: Kcal/mol ΔHºf NaOH (ac) = 112.236 ΔHºf HCl (ac) = 40.023 ΔHºf NaCl (ac) = 97.302 ΔHºf H 2 O (l) = 68.317 B. Elabora un cuadro o mapa conceptual que te permita relacionar los conceptos antes descritos. 6

I.- RELACIONA LAS SIGUIENTES COLUMNAS ESCRIBIENDO DENTRO DEL PARÉNTESIS LA LETRA QUE CORRESPONDA A LA RESPUESTA CORRECTA. 1. ( ) Estudia los cambios térmicos asociados con las reacciones químicas. 2. ( ) En la erupción de un volcán se libera una gran cantidad de energía calorífica al ambiente, teniendo como resultado una reacción: 3. ( ) Es un ejemplo de sistema cerrado. A. Calor de reacción B. 2ª. Ley de la Termoquímica (Ley de Hess). C. Cero 4. ( ) El calor total de una reacción química es independiente del número de etapas a través de las cuales se realiza. 5. ( ) Es un ejemplo de sistema abierto. 6. ( ) Se determina mediante la suma de los calores de formación de los productos menos la suma de los calores de formación de los reactantes. 7. ( ) En un tiradero de basura, la descomposición de la materia orgánica se acelera por la absorción de energía solar; lo cual ejemplifica una reacción: 8. ( ) El calor de formación de cualquier elemento en estado natural o elemental es igual a: 9. ( ) Es una medida del promedio de la energía cinética de las partículas de un cuerpo. 10. ( ) El calor producido al quemarse el gas de una estufa se conoce como: 11. ( ) Es el calor que se absorbe o libera cuando se forma un Mol de sustancia a partir de sus elementos. 12. ( ) El calor de formación y el calor de descomposición de una sustancia son numéricamente igual pero de signo contrario. 13. ( ) Es la suma de las energías cinéticas de las partículas de un cuerpo. D. Termómetro E. Temperatura F. Termoquímica G. La oxidación de un clavo a la intemperie H. Calor de combustión I. Exotérmica J. Calor K. Calor de formación L. 1er. Ley de la termoquímica (Lavoisier- Laplace). M. Endotérmica RESUELVE LOS SIGUIENTES PROBLEMAS, EXPLICANDO CLARAMENTE TU PROCEDIMIENTO. UTILIZA HOJAS ANEXAS PARA SU RESOLUCIÓN. A. La mayoría de las reacciones químicas que se utilizan para producir calor son reacciones de combustión. En las casas, los combustibles que normalmente se emplean en las estufas son gases derivados del petróleo, como el METANO (CH 4 ); ETANO (C 2 H 6 ); PROPANO o G. L. P. (C 3 H 8 ) y BUTANO (C 4 H 10 ); las personas que se dedican a soldar piezas metálicas empleando soldadura autógena, utilizan como combustible al ACETILENO (C 2 H 2 ); y en los automóviles se emplea la GASOLINA (C 8 H 18 ); en casa casi siempre se tienen solventes como la ACETONA (C 3 H 6 O), que también, arde con facilidad y se quema totalmente. 1.- Considerando los valores de calor de formación anexos, determina la entalpía de cada reacción, indicando cuál es la que genera mayor cantidad de energía entre el G. L. P., ACETILENO Y LA ACETONA A. C 3 H 8 (g) + 5 O 2 (g) 3 CO 2 (g) + 4 H 2 O (g) B. C 2 H 2 (g) + 5/2 O 2 (g) 2 CO 2 (g) + H 2 O (g) C. C 3 H 6 O (l) + 4 O 2 (g) 3 CO 2 (g) + 3 H 2 O (g) 7

2.- En la siguiente reacción, calcula el calor de reacción e indicar si esta es exotérmica o endotérmica, considerando los siguientes calores de formación: C 2 H 4(g) + O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (g) 3.- Calcula el calor de reacción a partir de los calores de formación para la siguiente reacción, e indica si la reacción es exotérmica o endotérmica. NaOH + FeCl 3 NaCl + Fe(OH) 3 4.- Determina el calor de reacción para el siguiente proceso, indicando si se trata de una reacción exotérmica o endotérmica. H 2 SO 4 (ac) + NaOH (ac) Na 2 SO 4(ac) + H 2 O (l) 5.- Determina el calor de reacción del siguiente sistema a partir de los calores de formación de las sustancias participantes; indica el tipo de reacción que representa de acuerdo a su entalpía: KClO 3 + S KCl + SO 2 6.- Si durante el siguiente proceso, se tiene un Calor de reacción igual a 1649.9 Kcal, determina el calor de formación para el Hidruro de Litio y Aluminio (LiAlH 4 ), tomando en cuenta los calores de formación de la tabla anexa y a partir de la siguiente ecuación balanceada: 6 LiAlH 4(a) + 2 C(NO 2 ) 4(l) 3 Al 2 O 3(s) + 3 Li 2 O (s) + 2 CO 2(g) + 4 N 2(g) + 12 H 2(g) 7.- Dada la siguiente reacción química, si su calor de reacción es de 104.54 Kcal, Determina la entalpía de formación ( H O f ) del yoduro de hidrógeno (HI ( g ) ). HI (g) + H 2 O 2 ( l ) I 2 (s) + 2 H 2 O ( l ) 8.- La reacción de Combustión de la glucosa en la actividad celular, otorga una energía de 671.77 Kcal; a partir de la siguiente ecuación, determina el calor de formación de la glucosa. C 6 H 12 O 6 (s) + 6 O 2(g) 6 CO 2(g) + 6 H 2 O (l) 9.- Considerando que el valor de la entalpía de reacción del siguiente proceso es igual a H R = 201.92; determina el calor de formación para el Amoníaco. 2 NO (g) + 5 H 2 (g) 2 NH 3 (g) + 2 H 2 O 8

ANEXO: Hf = Kcal/mol C 3 H 8 (g) = 24.83 KClO 3 = 93.5 Na 2 SO 4 = 330.90 C 2 H 2 (g) = + 54.2 KCl = 104.2 NaCl = 98.23 CO 2 (g) = 94.05 SO 2 = 71.0 Fe(OH) 3 = 197.00 C 3 H 6 O ( l) = 58.82 H 2 SO 4 = 194.55 FeCl 3 = 95.48 H 2 O (l) = 68.32 NaOH = 101.99 Li 2 O (s) = 142 C(NO 2 ) 4(l) = 8.8 C 2 H 4 = + 12.56 Al 2 O 3(s) = 399.1 NO = + 21.6 H 2 O 2 ( l ) = 44.93 Fe 2 O 3 = 196.5 H 2 O (g) = 58.7 9

UNIDAD DIDÁCTICA 2.- VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO. COMPETENCIA PARTICULAR. Plantea soluciones alternas en el mejoramiento de la eficiencia de las reacciones químicas a través de las condiciones que las favorecen, teniendo en cuenta su impacto ambiental. RAP 1) Explica los diferentes factores que influyen en la velocidad de las reacciones químicas, para mejorar su eficiencia. RAP 2) Determina las condiciones de operación en reacciones reversibles, aplicando los principios del equilibrio químico de acuerdo con las situaciones de su entorno académico, ecológico y laboral. CINÉTICA QUÍMICA La cinética química es el campo de la química que se ocupa de la rapidez o velocidad de las reacciones, así como de los mecanismos de las mismas. Velocidad de reacción. Se define la velocidad v de una reacción, como la cantidad de reactivo que se consume, o la de producto que se forma, por unidad de volumen en la unidad de tiempo. Dado que la cantidad de sustancia por unidad de volumen en una disolución, se denomina concentración y teniendo en cuenta que, por lo general, tanto los reactivos como los productos se hallan en disolución, ya sea líquida, sólida o gaseosa, la velocidad de reacción representa la variación de concentración de cualquiera de las sustancias que intervienen en la reacción por unidad de tiempo y se mide en mol / s. v = Δ[C] Δt La velocidad de las reacciones químicas abarca escalas de tiempo muy amplias. Por ejemplo, una explosión puede ocurrir en menos de un segundo; la cocción de un alimento puede tardar minutos u horas; la corrosión puede tomar años y la formación de petróleo puede tardar millones de años. Al Tiempo que transcurre desde el inicio hasta la aparente terminación de una reacción química, se le denomina: tiempo de reacción. Comparando los dos conceptos: A mayor velocidad de reacción, corresponde un tiempo de reacción menor. A menor velocidad de reacción, el tiempo de reacción será mayor. Teoría de las colisiones: De acuerdo a esta teoría, para que ocurra una reacción química es necesario que las especies que participan en la misma sufran choques efectivos entre sí; con la finalidad de hacer posible la ruptura de los enlaces existentes y, de la misma forma, dar lugar a la creación de nuevos enlaces entre las sustancias producidas. Factores que afectan la velocidad de reacción. Existen varios factores que afectan la velocidad de una reacción química: la concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la naturaleza de los reactantes, dentro de la que se puede señalar, tanto su actividad química como la superficie de contacto. Temperatura. Por norma general, la velocidad de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía. Para un buen número de reacciones químicas la velocidad se duplica aproximadamente cada que aumenta diez grados centígrados la temperatura. 10

Naturaleza de los reactantes: a) Estado Físico o de Agregación de los Reactivos. Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases y su área de contacto es menor, su velocidad también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la velocidad consecuentemente es más alta. b) Actividad Química. Para determinado tipo de reacciones, es conveniente emplear los reactivos adecuados para un mejor rendimiento en el proceso; por lo que se debe considerar la facilidad o dificultad que tenga una especie para reaccionar; es decir, su actividad química, misma que puede predecirse con el conocimiento de la tabla periódica. Presencia de un catalizador. Los catalizadores son sustancias que aumentan la rapidez de una reacción sin participar en ella. La forma de acción de los mismos es modificando el mecanismo de reacción, con menor energía de activación. Existen catalizadores homogéneos, que se encuentran en la misma fase que los reactivos (por ejemplo, el hierro III en la descomposición del peróxido de hidrógeno) y catalizadores heterogéneos, que se encuentran en distinta fase (por ejemplo la malla de platino en las reacciones de hidrogenación). Los catalizadores también pueden llegar a retardar reacciones, no solo acelerarlas; en esos casos reciben el nombre de inhibidores. Energía de Activación. En 1888, el químico sueco Svante Arrhenius sugirió que las moléculas deben poseer una cantidad mínima de energía para reaccionar. Esa energía proviene de la energía cinética de las moléculas que colisionan. La energía cinética sirve para originar las reacciones, pero si las moléculas se mueven muy lento, las moléculas solo rebotarán al chocar con otras moléculas y la reacción no sucede. Para que reaccionen las moléculas, éstas deben tener una energía cinética total que sea igual o mayor que cierto valor mínimo de energía llamado energía de activación (Ea). Una colisión con la energía adecuada (Ea) consigue que los átomos de las moléculas alcancen el estado de transición. Pero para que se lleve a cabo la reacción es necesario también que las moléculas estén orientadas correctamente. Concentración de los reactivos. La mayoría de las reacciones son más rápidas entre más concentrados se encuentren los reactivos. Cuanto mayor concentración, mayor frecuencia de colisión y por ende, mayor velocidad de la misma. Ley de Acción de Masas (enunciada por Wuldberg y Waage). De acuerdo a la concentración de las sustancias participantes en una reacción, se considera que, la velocidad de una reacción es directamente proporcional al producto de las concentraciones molares de las especies reaccionantes, elevados a su coeficiente e balanceo. Dado que cada reacción es específica en su realización, se puede expresar lo siguiente: Para una reacción química, su velocidad está determinada por una constante 11

específica de velocidad que multiplica el producto de las concentraciones molares de los reactantes, elevadas a su coeficiente de balanceo. De este modo, para una reacción química hipotética: a A + b B c C + d D La velocidad de reacción se expresa, considerando la Ley de Acción de masas de acuerdo a la siguiente expresión: v = k [A] a [B] b Donde: "v" corresponde a la velocidad de reacción y "k" es la constante de velocidad. (Específica para cada reacción en particular). [ ] Corresponde a la concentración molar de cada especie. Si en la reacción participan especies en estado sólido, no se expresan en la ecuación de velocidad, ya que su concentración sería constante durante el proceso y solo se vería afectada por el otro componente de la reacción. Ejemplo: Expresar la ecuación de velocidad de la siguiente reacción de acuerdo a la Ley de Acción de masas. F 2(g) + 2 ClO 2(g) 2 FClO 2(g v = [F 2 ] [ClO 2 ] 2 Na 2 CO 3(s) + 2 HCl (g) 2 NaCl (s) + CO 2(g) + H 2 O v = [HCl] 2 ACTIVIDADES PROPUESTAS PARA EL ALUMNO: A. CONSULTANDO LA BIBLIOGRAFÍA Y PÁGINAS ELECTRÓNICAS PROPUESTAS, ESCRIBE EN TU CUADERNO LOS SIGUIENTES CONCEPTOS: Concepto de Cinética Química Conceptos de velocidad y tiempo de reacción. Factores que modifican la velocidad de una reacción. Ley de Acción de masas. B. DE ACUERDO A LA INFORMACIÓN QUE TIENES EN TU CUADERNO, COMENTA EN GRUPO LOS CONCEPTOS Y ELABORA POSTERIORMENTE UN MAPA CONCEPTUAL. C. CONTESTA BREVEMENTE LAS SIGUIENTES PREGUNTAS: Se considera como la variación de la concentración de los reactantes en la unidad de tiempo.. Para que dos sustancias reaccionen, es necesario que sus partículas entren en contacto produciéndose choques efectivos entre las mismas, de acuerdo con:. Menciona cuales son los factores que afectan la velocidad de una reacción De acuerdo a la Ley de Acción de masas, escribe la expresión matemática que representa la velocidad de reacción de ecuación: 2NH 3(g) + 3 N 2 O (g) 4N 2(g) + 3 H 2 O (l)... Es la rama de la Química que estudia la forma en que ocurren las reacciones químicas y la velocidad a la que se llevan a cabo:... Es el lapso transcurrido desde el inicio de una reacción hasta su aparente terminación: La energía mínima necesaria para que se inicie una reacción se conoce como: 12

Son sustancias que aceleran la velocidad de una reacción química sin intervenir en la composición final de los productos:... D. ESCRIBE DENTRO DEL PARÉNTESIS LAS LETRAS QUE CORRESPONDAN A LA RESPUESTA CORRECTA: 1.- ( ) Reacciones que requieren de energía para que se realicen. A) Reacciones Endotérmicas C) Reacciones Directas B) Reacciones Reversibles D) Reacciones Exotérmicas 2.- ( ) Sistema que presenta intercambio de energía pero no de masa con sus alrededores. A) Abierto B) Adiabático C) Cerrado D) Cíclico 3.- ( ) El calor de una reacción (ΔH) es independiente del número de etapas o de la naturaleza del camino a través del cual se realiza A) Ley de Lavoisier C) Ley de Hess B) Ley de Boyle D) Principio de Le Chatelier 4.- ( ) Factores que afectan la velocidad de la reacción. A) Catalizadores, Concentración, Temperatura B) Naturaleza de las Sustancias, Presión, Concentración C) Presión, Concentración, Catalizadores D) Catalizadores, Volumen, Concentración 5.- ( ) Representa la expresión matemática de la ley de acción de masas para la siguiente reacción: H 2 + Cl 2 2 HCl. A) v = k [HCl] B) v = k [Cl 2 ] [H 2 ] C) v = k [HCl] 2 D) v = k [Cl 2 ] + [ H 2 ] 6.- ( ) Para que se realice una reacción química, deben haber choques efectivos entre las partículas que intervienen en ella. A) Ley de acción de masas C) Principio de Le Chatelier B) Velocidad de Reacción D) Teoría de las colisiones 7.- ( ) Reacciones que al producirse desprenden calor. A) Reacciones Endotérmicas B) Reacciones Directas B) Reacciones Reversibles C) Reacciones Exotérmicas 8- ( ) Un ejemplo de estos sistemas lo podemos observar en una olla de presión. A) Abierto B) Adiabático C) Cerrado D) Cíclico 9.- ( ) La energía que se libera o se absorbe al efectuarse el proceso ½ H 2 + ½ Br 2 HBr se llama: A) Calor de Reacción C) Energía de Gibbs B) Energía de Activación D) Calor de Formación 10.- ( ) Cuando se habla de la reacción entre polvo o alambre de hierro que reacciona con ácido clorhídrico, el factor que afecta o modifica la velocidad de la reacción es: A) Catalizadores B) Concentración C) Naturaleza de las Sustancias D) Temperatura 13

11.- ( ) Representa la expresión matemática de la Ley de Acción de masas para la siguiente reacción: 2HBr H 2 + Br 2 A) v = k [HBr] B) v = k [Br 2 ] [H 2 ] C) v = k [HBr] 2 D) v = k [Br 2 ] + [H 2 ] 12.- ( ) En la fotosíntesis, las plantas utilizan CO 2 y H 2 O, absorbiendo energía solar para fabricar glucosa y oxígeno; lo cual representa una reacción de tipo: A) Adiabática B) Exotérmica C) Endotérmica D) Combustión 13.- ( ) El calor producido al quemarse la gasolina para el funcionamiento de un motor se conoce como: A) De formación C) De combustión B) Específico D) Latente 14.- ( ) Para que se efectúe una reacción química deben producirse choques efectivos entre las sustancias participantes: A) Ley de Acción de masas C) Teoría de las colisiones B) Ley de Hess D) Principio de Le Chatelier E. ESCRIBE LA EXPRESIÓN DE LA VELOCIDAD DE REACCIÓN SEGÚN LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS PARA LAS SIGUIENTES REACCIONES QUÍMICAS: a. CO (g) + O 2 (g) CO 2 (g) b. Cu (S) + HCl (g) CuCl 2 (g) + H 2 (g) c. AlCl 3 (s) + AgNO 3 (ac) AgCl (s) + Al(NO 3 ) 3 (ac) d. HBr (ac) + Zn (s) ZnBr 2 (ac) + H 2 (g) e. Mg(OH) 2(ac) + HNO 3 (ac) Mg(NO 3 ) 2 (ac) + H 2 O (l) F. PARA CADA UNO DE LOS SIGUIENTES PARES DE REACCIONES, DE ELLOS RESPONDE LO SIGUIENTE: 1.- a) H 2 SO 4 + Zn (GRANALLA) ZnSO 4 + H 2 b) H 2 SO 4 + Zn (POLVO) ZnSO 4 + H 2 FACTOR QUE AFECTA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN CUÁL DE LAS DOS REACCIONES SE LLEVA A CABO MÁS RÁPIDAMENTE? EXPLICA EL POR QUÉ DE TUS RESPUESTAS. 2- a) 3 Ca(OH) 2(ac) + 2 H 3 PO 4(conc) Ca 3 (PO 4 ) 2(ac) + 6 H 2 O (l) b) 3 Ca(OH) 2(ac) + 2 H 3 PO 4(ac) Ca 3 (PO 4 ) 2(ac) + 6 H 2 O (l) 14

FACTOR QUE AFECTA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN CUÁL DE LAS DOS REACCIONES SE LLEVA A CABO MÁS RÁPIDAMENTE? EXPLICA EL POR QUÉ DE TUS RESPUESTAS. 3- a) KClO 4 MnO 2 Δ KCl + 2 O 2 b) KClO 4 Δ KCl + 2 O 2 FACTOR QUE AFECTA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN CUÁL DE LAS DOS REACCIONES SE LLEVA A CABO MÁS RÁPIDAMENTE? EXPLICA EL PORQUÉ DE TUS RESPUESTAS. 4.- a) 2 HgO (s) Hg (l) + O 2(g) b) 2 HgO (s) Δ 2 Hg (l) + O 2(g) FACTOR QUE AFECTA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN CUÁL DE LAS DOS REACCIONES SE LLEVA A CABO MÁS RÁPIDAMENTE? EXPLICA EL POR QUÉ DE TUS RESPUESTAS. 5.- a) 2 Na (s) + 2 H 2 O (l) 2 NaOH (ac) + H 2(g) b) Mg (s) + 2 H 2 O (l) Mg(OH) 2 (ac) + H 2(g) FACTOR QUE AFECTA LA VELOCIDAD DE REACCIÓN CUÁL DE LAS DOS REACCIONES SE LLEVA A CABO MÁS RÁPIDAMENTE? EXPLICA EL POR QUÉ DE TUS RESPUESTAS. 15

EQUILIBRIO QUÍMICO. La idea de reacción química, supone que el proceso a realizar progresa de los reactivos hacia los productos y que se detiene cuando se agota el reactivo que se encuentra en menor proporción. Este tipo de reacciones se denominan irreversibles. Sin embargo, con mayor frecuencia sucede que, a medida que los productos van haciendo su aparición en la reacción, pueden reaccionar entre sí regenerando de nuevo los reactivos. Cuando esto es posible en una reacción química, se dice que es reversible y se representa mediante una doble flecha, indicando así que la reacción puede llevarse a efecto tanto en un sentido como en el inverso: reactivo(s) reacción directa reacción inversa producto(s) Cada proceso posee una velocidad propia que va variando con el tiempo. Así, en un inicio, la velocidad de la reacción directa es mucho mayor que la de la reacción inversa, debido a la diferencia de concentraciones entre reactivos y productos; pero a medida que estos últimos se van formando, los reactivos van desapareciendo, con lo cual ambas velocidades se aproximan hasta hacerse iguales. A partir de tal instante sucede como si la reacción estuviera detenida, pues las proporciones de reactivos y productos se mantienen constantes. Se dice entonces que se ha alcanzado el equilibrio químico. El establecimiento de un estado de equilibrio es una de las causas para que la eficiencia o rendimiento de una reacción no sea del 100%; por lo que es muy conveniente conocer el punto en que se establece este equilibrio y la forma en que puede desplazarse para mayor eficiencia de los procesos a realizar. CONSTANTE DE EQUILIBRIO QUÍMICO. Considerando la Ley de Acción de masas para expresar la velocidad de una reacción, para una reacción genérica del tipo: aa + bb v 1 v 2 cc + dd Al determinar en cada una de las reacciones, la directa y la inversa, la velocidad de las mismas y tomando como base que en el equilibrio químico: v 1 = v 2, al agrupar en un mismo término el valor de las constantes específicas de cada reacción, se tiene como resultado la ecuación que permite el cálculo de la constante de equilibrio (a temperatura constante): [C] c [D] d Keq = [A] a [B] b Y se expresa esta constante de equilibrio como el producto de las concentraciones molares de los productos de una reacción, entre el producto de las concentraciones molares de los reactantes; elevados a sus respectivos coeficientes de balanceo. Esta constante es específica para cada reacción química y depende de la temperatura a la que se realiza. Su utilidad es muy amplia en el ámbito industrial porque permite predecir el comportamiento de un proceso químico. EL PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER Existe un principio muy general que determina las posibilidades de variación de los equilibrios químicos. Fue propuesto a finales del siglo pasado por el químico francés Henri Louis Le Châtelier (1850-1936), por lo que se conoce como principio de Le Châtelier. Se puede enunciar en los siguientes términos: «Cuando sobre un sistema químico en equilibrio se ejerce una acción exterior que modifica las condiciones del sistema, el equilibrio se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar la perturbación introducida.» 16

FACTORES QUE MODIFICAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO. Los factores que modifican una condición de equilibrio son: Temperatura, Concentración y Presión. CONCENTRACIÓN. Si en un sistema en equilibrio químico se aumenta la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará hacia la derecha a fin de provocar la transformación de aquéllos en productos y recuperar así la situación inicial. Un análisis de los cambios en una sustancia en particular, permitirá predecir el comportamiento del sistema y el desplazamiento del equilibrio hacia la reacción directa o inversa. TEMPERATURA. Una modificación de la temperatura del sistema en equilibrio puede producir igualmente un desplazamiento del mismo en un sentido o en otro. Un aumento de la temperatura desplazará el equilibrio en el sentido de la reacción endotérmica. Una disminución de temperatura o un enfriamiento del sistema, favorecerá la reacción exotérmica. Para establecer una acción en función del Principio de Le Chatelier, es necesario conocer la naturaleza termoquímica de la reacción, la que puede expresarse: Para una reacción Exotérmica: a A + b B c C + d D + Calor O bien: a A + b B c C + d D H R = Para una reacción Endotérmica: a A + b B + Calor c C + d D O bien: a A + b B c C + d D H R = + PRESIÓN. También las variaciones de presión, cuando el sistema posee componentes gaseosos, repercuten sobre el equilibrio químico. Un aumento de presión desplazará el equilibrio hacia donde se observe un menor número de moles de especies, ya que ocuparán un menor volumen; por el contrario, una disminución de la presión, permitirá que la reacción se desplace hacia un mayor número de moles de sustancia; es decir, mayor volumen. 2 A + 3 B C + 3 D En este caso se observa: 5 moles totales 4 moles totales Reactantes Productos a. Al aumentar la presión en este sistema, el equilibrio se desplazará hacia donde se tiene menor volumen; en este caso en sentido directo, hacia los productos. b. Al disminuir la presión en este sistema, el equilibrio se desplazará hacia donde se tiene mayor volumen; en este caso en sentido directo, hacia los reactantes. ACTIVIDADES PROPUESTAS PARA EL ALUMNO: A. Consultando la bibliografía y páginas electrónicas propuestas, escribe en tu cuaderno los siguientes conceptos: A. Concepto de Cinética Química B. Conceptos de velocidad y tiempo de reacción. C. Factores que modifican la velocidad de una reacción. D. Ley de Acción de masas. Constante de equilibrio. Factores que afectan al equilibrio químico. Principio de Le Chatelier. B. De acuerdo a la información que tienes en tu cuaderno, comenta en grupo los conceptos y elabora posteriormente un mapa conceptual. 17

NOMBRE DEL ALUMNO GRUPO A. Contesta brevemente las siguientes preguntas: 1. De acuerdo a la ley de acción de masas, escribe la expresión matemática que representa la constante de equilibrio de la reacción: 2NH 3(g) + 3 N 2 O (g) 4N 2(g) + 3 H 2 O (l)... 2. En un proceso reversible, la reacción directa y la reacción inversa ocurren a la misma velocidad se dice entonces que el sistema ha alcanzado:.. 3. Los factores que afectan al equilibrio químico son: 4. Establece que, cuando un sistema está en equilibrio, un cambio en las condiciones del sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto del cambio 5. En una reacción reversible en equilibrio, el producto de las concentraciones molares de las sustancias de la derecha, dividido entre el producto de las concentraciones molares de las sustancias de la izquierda, elevando cada concentración a la potencia correspondiente del coeficiente que indica la ecuación balanceada, es igual a una constante llamada:... 6. La expresión de la constante de equilibrio para la reacción: 2 HCl 2(ac) + Ba(OH) 2(ac) BaCl 2(s) + 2 H 2 O es: B. Escribe dentro del paréntesis las letras que correspondan a la respuesta correcta: 1. ( ) Se define como el producto de las concentraciones molares de los productos, entre el producto de las concentraciones molares de los reactivos. A) Velocidad de Reacción C) Equilibrio Químico B) Termoquímica D) Constante de Equilibrio 2. ( ) Factores que modifican el equilibrio químico. A) Presión, Catalizadores, Temperatura B) Temperatura, Concentración, Presión C) Concentración, Temperatura y Energía D) Catalizadores, Área de Contacto, Presión 3. ( ) Para la reacción 2 NaOH + H 2 SO 3 Na 2 SO 3 + 2 H 2 O, la expresión: [Na 2 SO 3 ] [H 2 O] 2 [NaOH] 2 [H 2 SO 3 ] representa su: A) Velocidad de Reacción B) Equilibrio Químico C) Termoquímica D) Constante de Equilibrio 4. ( ) Factor que modifica el equilibrio químico de un sistema gaseoso, considerando para ello el número de moles de sustancias presentes tanto en reactantes como en productos en una reacción balanceada. A) Presión B) Catalizadores C) Temperatura D) Concentración 5. ( ) La expresión de la constante de equilibrio para la reacción: 2 AgOH + H 2 SO 4 Ag 2 SO 4 + 2 H 2 O [Ag A) Keq = 2 SO 4 ] [H 2 O] 2 C) Keq = [AgOH] 2 [H 2 SO 4 ] [AgOH] 2 [H 2 SO 4 ] [Ag 2 SO 4 ] [H 2 O] 2 B) Keq = [Ag 2 SO 4 ] 2 [H 2 O] D) Keq = 2 [AgOH] [H 2 SO 4 ] 2 [AgOH] [H 2 SO 4 ] [Ag 2 SO 4 ] 2 [H 2 O] 18

C. Para cada una de las siguientes reacciones escribe correctamente la expresión de la constante de equilibrio: a) CO (g) + O 2 (g) CO 2 (g) b) PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) c) N 2 (g) + H 2 (g) NH 3 (g) d) Cu (s) + HCl (g) CuCl 2 (g) + H 2 (g) D. Resuelve los siguientes problemas, utiliza hojas extra para indicar claramente tu procedimiento: Determina el valor de la constante de equilibrio para la reacción: N 2 (g) + O 2(g) NO (g) Si a una temperatura de 350 C las concentraciones en el equilibrio de las sustancias son: 6.18 X 10 5 mol/l N 2 ; 3.15 X 10 4 mol/l O 2 ; 2.09 X 10 2 mol/l de NO En un reactor de 30 litros de capacidad cuando se alcanza el equilibrio están contenidos: 4.2 moles de H 2, 5.4 moles de CO 2 y 7.5 moles de H 2 O a 230 o C. Si la constante de equilibrio es igual a 32, calcular la concentración del CO en el equilibrio. H 2 (g) + CO 2(g) H 2 O (g) + CO (g) Para producir el fosgeno COCl 2 en un recipiente de 20 litros de capacidad, se encuentran en el equilibrio 28 moles de cloro; 14 moles de monóxido de carbono y 32 moles de fosgeno. Calcular el valor de la constante de equilibrio para este sistema. Cl 2 + CO COCl 2 Un reactor de 40 litros de capacidad contiene en el equilibrio 13.48 moles de monóxido de carbono, 22.54 moles de agua y 18.88 moles de hidrogeno. Calcular la cantidad en moles de bióxido de carbono si la constante de equilibrio es de 0.311: CO 2(g) + H 2(g) H 2 O (g) + CO (g) Para el sistema en equilibrio: SO 2(g) + O 2(g) SO 3(g) ; cuya constante de equilibrio es de 5.7 Cuál será la concentración de trióxido de azufre si en el equilibrio se tienen 6.33 moles de dióxido de azufre y 3.66 moles de oxígeno, considerando que la reacción se realiza en un recipiente de 3 litros? Para el sistema en equilibrio: H 2(g) + O 2(g) H 2 O (g) ; cuya constante de equilibrio es de 3.8 Cuál será la concentración molar de agua, si en el equilibrio se tienen 5 moles de hidrógeno y 7.5 moles de oxígeno, considerando que la reacción se realiza en un recipiente de 2.5 litros? 19

E. Enuncia el Principio de Le Chatelier. I. Enumera los factores que modifican el equilibrio químico de un sistema y describe brevemente la manera en que se observa su efecto. II. Resuelve los siguientes problemas. 1. Para el siguiente sistema, escribe hacia donde se desplazará el equilibrio cuando se modifiquen los siguientes factores y explica a que se debe dicho desplazamiento. H 2 O (g) + Cl 2 HCl + O 2(g) H R = 27.34 Kcal a) Si se aumenta la temperatura y por qué? b) Si se disminuye la presión y por qué? c) Si se aumenta la concentración de cloro, explica el por qué? 2. Aplicando el principio de Le Chatelier, indica lo que sucederá con la concentración de SO 3, al efectuar los siguientes cambios en la reacción, justifica tus respuestas: H R = SO 2(g) + O 2(g) SO 3(g) a) Si disminuye la presión del sistema: b) Con un aumento de la concentración de SO 3 :. c) Con una disminución en la concentración de SO 2 : d) Con aumento en la presión del sistema: e) Adicionando un catalizador: 3. Para el siguiente sistema, escribe hacia donde se desplazará el equilibrio cuando se modifiquen los siguientes factores y explica a que se debe dicho desplazamiento. H 2(g) + NO (g) H 2 O (g) + N 2(g) H R = 158.78 Kcal a) Si se disminuye la temperatura b) Si se aumenta la presión c) Si se aumenta la concentración de nitrógeno. 4. Para el siguiente proceso, explica como se manejarían los factores presión, temperatura y concentración, que afectan el equilibrio químico para aumentar la eficiencia en la producción del AMONIACO ( NH 3 ). N 2 + H 2 NH 3 H = ( ) 5. De acuerdo con el siguiente sistema en equilibrio, PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g), indica que sucede con la concentración de Cloro al modificar lo siguiente: Argumenta tus respuestas. H = ( + ) a) Al aumentar la temperatura b) Por una disminución de la presión c) Al elevar la concentración de tricloruro de fósforo 6. Cómo se deben mantener los factores que afectan el equilibrio (presión, temperatura y concentración) en el siguiente sistema si se desea favorecer la producción de Cloro (Cl 2 ). Explica el por qué de tus respuestas. HCl (g) + O 2(g) Cl 2(g) + H 2 O (g) H R = 28.11 Kcal 20

UNIDAD DIDÁCTICA 3. ÁCIDOS Y BASES Competencia Particular. Emite juicios de valor sobre la acidez y alcalinidad de algunos productos de uso diario tomando como referencia su importancia socio económica para establecer las medidas de seguridad en su manejo con el fin de preservar el entorno en que se desenvuelve. RAP 1) Clasifica diversas sustancias con base en sus propiedades, considerando las distintas teorías Ácido Base, tomando en cuenta la importancia que tienen en el organismo, productos de uso común y de laboratorio. RAP 2) Valora el carácter químico de una sustancia en función de la escala de ph y establece las medidas de seguridad adecuadas para su manejo en los ámbitos académico, social, laboral y ambiental. INTRODUCCIÓN Existen una gran cantidad de sustancias tanto naturales como sintéticas con las cuales estamos en contacto continuo, todas ellas formadas por los elementos químicos que ya conoces, dentro de las cuales se encuentran las llamadas ácidos o bases. Los ácidos y las bases son sustancias que comúnmente utilizamos en nuestra vida diaria; pueden estar en la cocina, en tu auto, en el baño, en el lavadero e incluso en tu organismo. Los ácidos y bases son importantes en numerosos procesos químicos que se llevan a cabo a nuestro alrededor, desde procesos industriales hasta biológicos y desde reacciones que se efectúan en el laboratorio hasta las que tiene lugar en nuestro entorno. El tiempo que se requiere para que un objeto sumergido en agua se corroa, la capacidad de un entorno acuático para sustentar la vida de peces y plantas acuáticas, el destino de los contaminantes que la lluvia lava o arrastra del aire, e incluso la velocidad de las reacciones que sostienen nuestra vida, todo ello depende de manera crítica de la acidez o basicidad de las soluciones. Algunas de sus características pueden observarse en el siguiente cuadro. ÁCIDOS BASES CARACTERÍSTICAS EJEMPLOS CARACTERÍSTICAS EJEMPLOS Tienen sabor agrio Tomates Tienen sabor amargo Amoníaco Cambian el color de los indicadores Frutos cítricos Cambian el color de los indicadores Disolución de bicarbonato de sodio Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo. Vinos Hacen que el papel tornasol cambie de rojo a azul. Leche de magnesia Reaccionan con algunos metales desprendiendo hidrógeno Bebidas carbónicas Poseen sensación al tacto jabonosa o de una grasa Jabón Las propiedades de los ácidos desaparecen al reaccionar con las bases Café negro Las propiedades básicas desaparecen al reaccionar con los ácidos Detergentes En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica Aspirina En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica Lejía (KOH) NOTA DE SEGURIDAD: NO PRUEBES ningún ácido o base a no ser que tengas la absoluta certeza de que es inofensivo. Algunos ácidos pueden producir quemaduras muy graves. Es peligroso incluso comprobar el tacto jabonoso de algunas bases. Pueden producir quemaduras. En la tabla que sigue aparecen algunos ácidos y bases corrientes: 21

ÁCIDO O BASE DÓNDE SE ENCUENTRA ácido acético ácido acetil salicílico ácido ascórbico ácido cítrico ácido clorhídrico ácido sulfúrico amoníaco (base) vinagre aspirina vitamina C jugo de cítricos sal fumante para limpieza, jugos gástricos, muy corrosivo y peligroso baterías de coches, corrosivo y peligroso limpiadores caseros hidróxido de magnesio (base) leche de magnesia (laxante y antiácido) TEORÍAS ÁCIDO BASE. Muchos químicos intentaron responder a una pregunta: Qué es un ácido y qué es una base? gracias a tres de ellos se tiene una mejor idea. Científicos como Svante Arrhenius, Johannes Niclaus Bronsted, Thomas M. Lowry y Gilbert N. Lewis y los experimentos de laboratorios que hacían con la ayuda de un papel llamado papel tornasol expusieron sus teorías al respecto. TEORÍA DE ARRHENIUS: Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa origina iones hidrógeno, H + ; Los iones H + se encuentran hidratados, formando los iones hidronio (H 3 O + ). EJEMPLOS: H A + H 2 O H 3 O + + A Ácido clorhídrico: HCl + H 2 O Cl + H 3 O + Ácido nítrico: HNO 3 + H 2 O NO 3 + H3 O + Base es toda sustancia que en disolución acuosa origina iones hidroxilo, OH BOH B + + O H EJEMPLOS: Hidróxido de sodio: NaOH Na + + OH Hidróxido de potasio: KOH K + + OH TEORÍA DE BRONSTED LORWY: Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H + Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H ácido base base conjugada ácido conjugado del ácido de la base En otros casos, el agua puede actuar de manera contraria: H 2 O + NH 3 OH + NH 4 + ácido base base conjugada ácido conjugado del ácido de la base 22

Dado ese comportamiento, se considera que el agua tiene un carácter anfotéro; es decir, que puede actuar como ácido o como base según el medio en el que se encuentre. H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH ácido base ácido conjugado base conjugada de la base del ácido TEORÍA DE LEWIS: En esta teoría, se extiende más el concepto de ácido y base, considerando los electrones de transferencia que pueda tener una especie química; de acuerdo con lo siguiente: Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico. Una base de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico. ÁCIDOS Y BASES DÉBILES. En el caso de los ácidos llamados fuertes, como el H 2 SO 4, HClO 4, HNO 3, HCl, la formación de los iones hidronio es muy rápida y se produce en un 100%; sin embargo, la mayoría de los ácidos se ionizan en forma parcial y se produce solo un pequeño porcentaje de iones hidronio. Las bases también se pueden clasificar de forma similar, ya que solo las llamadas bases fuertes se disocian en su totalidad; como es el caso de los hidróxidos de metales alcalinos (LIOH, NaOH, KOH, RbOH) o algunos que corresponden a los metales alcalino - térreos como el hidróxido de Calcio, Ca(OH) 2. Los otros hidróxidos se consideran bases débiles debido a que su disociación es parcial. POTENCIAL DE HIDRÓGENO (ph). Qué es el ph? Los químicos usan el ph para indicar de forma precisa la acidez o basicidad de una sustancia. Normalmente oscila entre los valores de 0 (más ácido) y 14 (más básico). El término significa potencial de hidrógeno, definido por el químico danés Sorensen como el logaritmo negativo de la concentración molar de los iones hidrógeno [H 3 O + ] o [H + ]. Esto es: ph = log [H 3 O + ]. En la tabla siguiente aparece el valor del ph para algunas sustancias comunes: SUSTANCIA ph SUSTANCIA ph jugos gástricos 2,0 amoníaco casero 11,5 limones 2,3 leche de magnesia 10,5 vinagre 2,9 pasta de dientes 9,9 refrescos 3,0 solución saturada de bicarbonato sódico 8,4 vino 3,5 agua de mar 8,0 naranjas 3,5 huevos frescos 7,8 tomates 4,2 sangre humana 7,4 lluvia ácida 5,6 saliva (al comer) 7,2 orina humana 6,0 agua pura 7,0 leche de vaca 6,4 saliva (reposo) 6,6 23

El ph típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con ph menores a 7, y básicas las que tienen ph mayores a 7. El ph = 7 indica la neutralidad de la disolución (siendo el disolvente agua), cuya constante de equilibrio (Kw) es igual a: Se considera que p es un operador logarítmico sobre la concentración de una solución: p = log[...], también se define el poh, que mide la concentración de iones OH. Puesto que el agua está disociada en una pequeña extensión en iones OH y H +, tenemos que: Por lo tanto, K w = [H + ] [OH ] = 10 14 log K w = log [H + ] + log [OH ] 14 = log [H + ] + log [OH ] 14 = log [H + ] log [OH ] 14 = ph + poh donde: [H + ] = concentración de iones de hidrógeno. [OH - ] = concentración de iones hidróxido K w = constante de ionización del agua Por lo que se puede relacionar directamente el valor del ph con el del poh y conocer uno y otro valor. La escala de valores de ph, nos indica el carácter y fuerza de cualquier solución, de acuerdo con la siguiente tabla: Esos valores se pueden determinar con ayuda de un papel especial impregnado con sustancias que cambian su coloración de acuerdo al ph; o bien con un aparato llamado phmetro o potenciómetro. INDICADORES: Los indicadores son colorantes orgánicos, que cambian de color según estén en presencia de una sustancia ácida, o básica en función de su ph. Generalmente se trata de compuestos que son ácidos o bases orgánicos débiles; siendo los más importantes los que en la siguiente tabla se expresan junto con el intervalo de viraje y los colores que adquieren: INDICADOR COLOR INTERVALO DE PH DE VIRE Ácido Básico o alcalino Azul de Timol rojo amarillo 1.2 2.8 Azul de bromofenol amarillo azul 3.0 4.6 Azul de bromotimol amarillo azul 6.0 7.6 Azul de Timol (2ª etapa) amarillo púrpura 8.0 9.6 Naranja de metilo rojo naranja 3.1 4.4 Rojo de metilo rojo amarillo 4.2 6.3 Fenoftaleína incoloro rojo 8.3 10.0 Tornasol rojo azul 6.1 7.2 24

DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS, BUFFER O TAMPÓN. Una disolución amortiguadora es aquella en la que se realiza una de las dos siguientes mezclas: Un ácido débil con la sal de ese mismo ácido. Ejemplo: ácido acético con acetato de sodio. (CH 3 COOH + CH 3 COONa). Una base débil con la sal de esa misma base. Ejemplo: hidróxido de amonio con cloruro de amonio, (NH 4 OH + NH 4 Cl) Se caracterizan por ofrecer una gran resistencia a modificar su ph a pesar de que se les añada un ácido o una base. Por ello son de gran importancia en los procesos bioquímicos de los seres vivos. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN: Las reacciones de neutralización son aquellas en las que intervienen un ácido y una base fuertes, o una base con un ácido débiles, dando lugar a la formación de una sal y agua: Ácido + Base Sal + Agua Ejemplo: HCl + NaOH NaCl + H 2 O H 2 SO 4 + 2 KOH K 2 SO 4 + 2 H 2 O H 2 CO 3 + Mg(OH) 2 MgCO 3 + 2 H 2 O En estos ejemplos, se observa que, tanto el ácido como la base empleados son fuertes o débiles, por lo que la sal generada se considera que es completamente neutra. Sin embargo, cuando se reaccionan un ácido fuerte con una base débil o un ácido débil con una base fuerte, en la sal formada va a prevalecer el carácter químico de aquella especie más fuerte, ejemplos: HCl + NH 4 OH NH 4 Cl + H 2 O Ácido fuerte Base débil Sal con carácter Agua Ácido CH 3 COOH + NaOH CH 3 COONa + H 2 O Ácido débil + Base fuerte Sal con carácter + Agua Básico HIDRÓLISIS: La hidrólisis es una reacción contraria a la neutralización, en la que una sal que no sea neutra, reacciona con el agua formando una base y un ácido, predominando el carácter de alguna de las sustancias. Así por ejemplo al disolverse el Nitrato de aluminio [ Al(NO 3 ) 3 ] la solución resultante no es neutra ya que dicha sal se hidroliza; por lo que tiene carácter de ácido por que la base formada es más débil que el ácido. Al(NO 3 ) 3 + 3 H 2 O Al(OH) 3 + 3 HNO 3 Sal con carácter agua base débil ácido fuerte Ácido Para que una sal pueda hidrolizarse es necesario que provenga de una reacción entre ácido fuerte y una base débil o viceversa y el carácter de la solución dependerá del ácido o de la base fuerte que se forma por la hidrólisis. CaSO 3 + 2 H 2 O Ca(OH) 2 + H 2 SO 3 Sal con carácter agua base fuerte ácido débil Básico 25