GuÃan°2_QuÃmica_LT_3°Medio

LICEO TAJAMAR
PROVIDENCIA
Depto de Química
GUÍA DE APRENDIZAJE N° 2, Segunda Etapa
Nombre de la Guía de Aprendizaje: REACCIONES ÁCIDO - BASE
SECTOR: Química
NIVEL: 3º Medios Plan Común.
PROFESOR(A): Ma. Cecilia Álvarez A.
UNIDAD TEMÁTICA: Reacciones Ácido – Base.
CONTENIDO: Conceptos de Ácidos y Bases. Teorías Ácido-Base. Concepto de pH y pOH.
OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Identificar Reacciones Ácido-Base . Calcular el pH de soluciones de
ácidos y bases fuertes.
e-mail DE LOS PROFESORES CON RESPONSABILIDAD EN EL NIVEL: profececiliaqca@hotmail.com
Fecha máxima para la entrega de las respuestas de las alumnas: 10 días hábiles desde la
fecha en que las Guías estén a disposición de las alumnas en la plataforma virtual.
REACCIONES ÁCIDO – BASE EN DISOLUCIÓN ACUOSA
PRIMERA PARTE
PROPIEDADES DE ÁCIDOS Y BASES.
De acuerdo al estudio de algunos científicos se han establecido ciertas propiedades para los
ácidos y bases que se pueden resumir de la siguiente manera:
Un ácido es una sustancia que contiene hidrógeno y que en disolución acuosa (se habla de
una disolución acuosa siempre que el disolvente o solvente es agua):
a) tiene sabor agrio.
b) enrojece algunos colorantes vegetales como el tornasol azul.
c) reacciona con algunos metales desprendiendo hidrógeno (H2).
d) se comporta como electrolito.
Una base es una sustancia que en solución acuosa:
a) tiene sabor amargo.
b) al tacto es resbaladizo.
c) vuelve azul algunos colorantes vegetales como el tornasol rojo.
d) reacciona con un ácido en forma tal que ambos destruyen sus propiedades (se
neutralizan).
e) se comporta como electrolito.
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DEFINICIONES DE ÁCIDOS Y BASES.
1.- Teoría de Arrhenius.

Ácido: Es toda sustancia que en solución acuosa libera iones hidrógeno. (H+).

Base: Es toda sustancia que en disolución acuosa libera grupos hidroxilo (OH-)
La teoría de Arrhenius tiene algunas limitaciones:


El concepto de ácidos se limita a especies que contienen hidrógeno y el de bases a
las especies que contienen iones hidroxilo.
La teoría se refiere a disoluciones acuosas cuando en realidad se conocen muchas
reacciones Ácido – Base que tienen lugar en ausencia de agua.
2.- Teoría de Lowry – Brönsted.


Ácido: Es cualquier sustancia que puede donar protones (H+).
Base: Es cualquier sustancia que puede aceptar protones(H+).
El ion cloruro Cl- producido en la reacción, se denomina base conjugada del ácido
clorhídrico, HCl.
El ion hidronio H3O+ es el ácido conjugado de la molécula de agua, ion amonio NH4+ es el
ácido conjugado de la molécula de amoníaco NH3.
Ácido y base conjugada o base y ácido conjugado son los miembros de un par ácido-base
(o par conjugado) los cuales se relacionan mutuamente por ganancia o pérdida de un protón
(H+)
Son pares ácido-base, o pares conjugados.
3
El concepto de Lowry-Brönsted es funcional pues de acuerdo con él, las sustancias son
ácidos o bases, según donen o acepten protones en una determinada reacción. Pero algunas
sustancias tienen más tendencia a donar protones que otras, es decir, son ácidos más fuertes
y algunas sustancias tienen más tendencia a aceptar protones que otras, es decir, son bases
más fuertes.
3.- Teoría de Lewis.
Lewis enfocó su definición en la capacidad que tienen los átomos, iones o compuestos para
transferir electrones.

Ácido: Es toda sustancia capaz de aceptar un par de electrones. En general se
pueden considerar ácidos a todos los iones metálicos, ya que están en condiciones
de aceptar y compartir un par de electrones provenientes de la base, ejemplo: Mg+2,
Cu+2, etc.

Base: Es toda sustancia capaz de ceder un par de electrones, ejemplo: NH3
Reconocimiento de Ácidos y Bases en reacciones según Lowry-Brönsted.
Según Lowry-Brönsted, un ácido es una sustancia que dona protones y una base es una
sustancia que capta protones.
El ion Cl- es la base conjugada del ácido HCl y el ion H3O+ es el ácido conjugado de la
base H2O.
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Algunas sustancias pueden actuar como ácidos o bases según las circunstancias. Tales
sustancias se denominan ANFOLITOS (anfóteras y ambipróticas). Por ejemplo, el agua
actúa como base en:
El H3O+ es el ácido conjugado del agua (cuando actúa como base).
El agua actúa como ácido en:
El OH- es la base conjugada del agua (cuando actúa como ácido). También se puede
observar el comportamiento del agua como anfolito en:
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
De acuerdo a lo anteriormente mencionado un ácido tiene mayor tendencia a donar
protones que otro, se dice, que es un ácido más fuerte y si una base tiene una mayor
tendencia a aceptar protones que otra, se dice que es una base más fuerte. Tanto ácidos y
bases se caracterizan por ser electrolitos, esto es, que en soluciones acuosas están
disociados en iones en mayor o menor grado.
Electrolitos fuertes son aquellos que están completamente o casi completamente disociados;
electrolitos débiles son aquellos que están disociados parcialmente. La acidez puede
describirse en términos de la fuerza de una sustancia como electrolito en un solvente
determinando (agua). A su vez la basicidad puede describirse en términos de la fuerza de
una sustancia como electrolito en un determinado solvente (agua). En la siguiente tabla
observamos ejemplos electrolitos fuertes y débiles.
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EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA
Sabemos que:
Un ambiente es ácido cuando se cumple:
Un ambiente es neutro cuando se cumple:
Un ambiente es básico o alcalino cuando se cumple:
Analizando la siguiente tabla de datos, podemos reconocer cuando un ambiente es ácido,
neutro o básico.
En cada caso se cumple:
Operador p
Matemáticamente, todos estos valores de concentración con exponentes negativos, se
pueden simplificar aplicando un operador matemático.
Definición operador p:
6
Ejemplos:
ESCALA DE ACIDEZ Y ALCALINIDAD O BASICIDAD.
Ejemplos:
Además debemos mencionar que:
pH + pOH = 14
7
Ejemplo 4:
8
RESOLVER LOS SIGUIENTES EJERCICIOS
1.- Completa la siguiente tabla: (Usar calculadora científica)
H+
1,2x10-8
OH-
pH
pOH
1,3x10-3
3,7x10
-2
8,0x10-4
4
5
2.- ¿Cuál es el pH de una solución 0,05 M de HCl? (Usar calculadora científica)
3.- Escriba los ácidos conjugados de las siguientes bases:
a) OHb) HSc) NO3d) HCO3e) NH3
4.- Escriba las bases conjugadas de los siguientes ácidos:
a)
HCl
b)
HSO4-
c)
H20
d)
H3PO4
e)
H2AsO3-
5.- Calcular el pH de cada una de las soluciones con los siguientes valores de concentración
de iones [OH-]. (Usar calculadora científica)
a) [OH-]= 1,25x10-11M
b) [OH-]= 13,8x10-2M
c) [OH-]= 2,7x10-7M
d) [OH-]= 6,3x10-8M
e) [OH-]= 10,9x10-4M