Ácidos e Bases na Química

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Cuadernillo 
Química – Plan Común | Tercer curso Científico – Segundo curso técnico. 
Semana: 5 al 9 de abril. 
Estudiante: _______________________________. 
Tema: Ácidos – bases. Teorías de Arrhenius, Brønsted – Lowry. Lewis. 
Actividades: 
▪ SITUACIÓN DIDÁCTICA – ¿Cómo lo resolverías? 
La señora Idelsa mezcla limón y bicarbonato (de sodio) oipohano hag̃ua pe acidez estomacal 
(py’a hái) que le producen los tantos medicamentos que consume para combatir la diabetes y el 
fallo renal. Combinaciones de limón y bicarbonato (de sodio) se han convertido en remedios 
caseros muy populares.1 Oĩ heta tapicha Ña Idelsaicha oipurúva ko’ãichagua combinaciones heta 
mba’erã: para estabilizar la acidez estomacal, para blanquear los dientes y para depurar la piel. 
Es por eso por lo que muchos científicos han analizado los beneficios que estas combinaciones 
pueden traer a la salud. 
El jugo de limón parece tener aplicaciones obvias para el cuidado de la piel porque contiene 
concentraciones de vitamina C y ácido cítrico que le proporcionan poderosos beneficios. Sin 
embargo, las células de la piel repelen naturalmente las moléculas solubles en agua, como la 
vitamina C, he’iséva que sa’i vitamina C oike pirére. 
Usar bicarbonato de sodio y jugo de limón para combatir el exceso de ácido estomacal puede 
ser un buen remedio casero, ya que los antiácidos de venta libre eficaces contienen ingredientes 
similares. Sin embargo, mezclar las proporciones correctas de bicarbonato de sodio y jugo de 
limón puede resultar difícil. Heta ramo bicarbonato de sodio ikatu ome’ ẽ tye y gases, ha heta 
ramo jugo de limón katu ikatu odesencadena reflujo ácido y empeorar los síntomas. Comprar un 
antiácido en la farmacia suele ser mucho más seguro. 
Muchos productos para el cuidado bucal contienen bicarbonato de sodio debido a sus 
propiedades antibacterianas y su capacidad para eliminar la placa sin erosionar el esmalte 
dental. El bicarbonato de sodio también puede ayudar a eliminar las manchas dentales a nivel 
de la superficie, lo que lo convierte en una alternativa eficaz y asequible al blanqueamiento 
dental tradicional. Sin embargo, sa’i oĩ evidencia que sugiera que agregar jugo de limón al 
bicarbonato de sodio mejora los beneficios dentales del bicarbonato de sodio. 
Conflicto cognitivo: ¿Cuándo crees que es más seguro utilizar remedios de venta libre en 
farmacias que remedios caseros? 
▪ SECUENCIA DIDÁCTICA – Mba’e rejapo vaerã. 
Trabajo individual: haz un resumen rápido sobre los siguientes conceptos: química, 
productos naturales, remedios caseros, medicamentos de venta libre en farmacias. 
 
 
1 Texto adecuado de Eske, J. (2019, marzo 8). Health benefits of baking soda and lemon juice. 
Medicalnewstoday.com; Medical News Today. 
https://www.medicalnewstoday.com/articles/324653#stomach-acid 
 
 
 
INFORMACIÓN BÁSICA 
1. Ácidos y Bases. 
Ñande rógape jatopa heta sustancias comunes ojeipurúva con fines domésticos: salsa, 
vinagre, café, jabones y detergentes, limpiadores, soda cáustica, aspirinas, antiácidos y vitamina 
C. Posiblemente ya hayas probado el limón, que tiene un sabor agrio; sin embargo, ikatu reikuaa 
que cuando se agrega un pedazo de tiza para pizarrón a una disolución de limón, se desprende 
dióxido de carbono conforme se disuelve. También puede que sepas que cuando se coloca en 
vinagre un pedazo de zinc, previamente lijado, se disuelve de manera lenta acompañado de un 
desprendimiento de hidrógeno gaseoso. El limón es un cítrico que contiene gran cantidad de 
ácido cítrico, mientras que el vinagre es una disolución acuosa de ácido acético. 
Yma guivéma, los químicos definieron los ácidos y las bases según las propiedades de sus 
disoluciones acuosas. Así, un ácido es una sustancia cuya disolución acuosa posee un sabor agrio 
(del latín acidus), tiñe de rojo el papel tornasol azul, reacciona con los metales activos 
desprendiendo hidrógeno y neutraliza las bases. Por su parte, una base se define como la 
sustancia cuya disolución acuosa posee un sabor amargo, tiñe de azul el papel tornasol rojo, 
tiene aspecto jabonoso y neutraliza los ácidos. 
 
Ácidos Bases 
▪ Hái (tiene sabor agrio); por ejemplo, 
el vinagre debe su sabor al ácido acético, y 
los limones y otros frutos cítricos contienen 
ácido cítrico. 
▪ Ocasionan cambios de color en los 
pigmentos vegetales; por ejemplo, cambian 
el color del papel tornasol de azul a rojo. 
▪ Reaccionan con algunos metales, 
como zinc, magnesio o hierro para producir 
hidrógeno gaseoso. 
▪ Reaccionan con los carbonatos y 
bicarbonatos para formar dióxido de 
carbono gaseoso. 
▪ Las disoluciones acuosas de los ácidos 
conducen la electricidad. 
▪ Iro (tiene sabor amargo). 
▪ Se sienten resbaladizas; por ejemplo, 
los jabones, que contienen bases, muestran 
esta propiedad. 
▪ Producen cambios de color en los 
colorantes vegetales; por ejemplo, cambian 
el color del papel tornasol de rojo a azul. 
▪ Las disoluciones acuosas de los ácidos 
conducen la electricidad. 
 
Un ácido, al reaccionar con una base o viceversa, se neutraliza, y se obtiene como 
resultado una sal y agua. 
ácido(ac) + base(l/ac) ⇌ sal(ac/s) + agua(l) 
Los ácidos, las bases y las sales se encuentran en la mayoría de las 
sustancias que interactúan contigo. Estas sustancias, al disolverse con agua, 
forman parte de compuestos clave para los sistemas biológicos. En el estómago 
 
 
 
es muy importante para la digestión el jugo gástrico que contiene ácido clorhídrico. Ejapóramo 
ejercicio físico por cierto tiempo, hasy ndéve nderete’o kuéra por el ácido láctico que se acumula 
en ellos. La soda cáustica o hidróxido de sodio se utiliza para fabricar los jabones. Asimismo, el 
electrolito de las baterías de los automóviles contiene ácido sulfúrico. Es más, la sustancia 
conocida como sal de mesa, NaCl, es producto de la reacción ácido-base: 
HCl(ac) + NaOH(ac) 
 
→ NaCl(ac) + H2O(l) 
 
1.1 Ionización y disociación. 
Las definiciones anteriores de ácido y base, según las propiedades de las disoluciones 
acuosas, poseen cierto valor práctico. No obstante, limitan grandemente el campo de acción de 
esta rama de la química. Upéare iporã ñañepyrũ el estudio de estas sustancias desde el punto 
de vista de las disociaciones electrolíticas, tomando en cuenta el tipo de enlace químico que 
presentan las sustancias, pues al estar en disolución acuosa, pueden presentar una disociación 
o una ionización. 
La disociación la presentan sustancias que tienen enlace iónico y se define como la 
separación de los iones existentes en una sustancia iónica, cuando se encuentran en disolución 
acuosa o en estado líquido. 
Ejemplo: 
El cloruro de sodio en estado líquido (fundido), o disuelto en agua, presenta una 
disociación: 
NaCl(ac) 
 
→ Na+
(ac) + Cl–(ac) 
 
En cambio, la ionización la presentan las sustancias con enlaces covalentes polares y se 
define como el proceso mediante el cual una molécula se divide en una parte positiva y otra 
negativa, por separación asimétrica de los pares de electrones de enlace. 
Ejemplo: 
El agua se ioniza en ion hidrógeno (protón) y en ion hidróxido: 
H2O(l) ⇌ H+
(ac) + OH–
(ac) 
 
2. Teorías. 
Los ácidos y las bases son tan comunes como la aspirina y la leche de magnesia, aunque 
mucha gente desconozca sus nombres químicos: ácido acetilsalicílico (aspirina) e hidróxido de 
magnesio (leche de magnesia). Además de ser la base de muchos productos medicinales y 
domésticos, la química de ácidos y bases es importante en los procesos industriales y es 
fundamental en los sistemas biológicos. Antes de continuarcon el estudio de los ácidos y las 
bases, reikuaa vaerã la clasificación de estos compuestos según tres teorías diferentes. 
 
1.1 Teoría de Arrhenius. 
1884-pe, el químico sueco Svante Arrhenius ombohéra ácido como una 
sustancia que contiene hidrógeno y produce H+ en solución acuosa, y una base es 
una sustancia que contiene al grupo OH– (hidróxido) y produce iones hidróxido, 
 
 
 
OH–, en solución acuosa. Por ejemplo, el HCl es un ácido solo si es acuoso, es decir, se lo mezcla 
con agua y produce iones H+. Por otro lado, el NaOH es una base porque al mezclarlo con agua, 
produce iones OH–. 
Ejemplos: 
Ácidos de Arrhenius Bases de Arrhenius 
Ácido general: 
HX(l) + H2O(l) 
 
→ H3O+
(ac) + X–
(ac) 
 
Ácido fluorhídrico: 
HF(l) + H2O(l) ⇌ H3O+
(ac) + F–
(ac) 
 
Ácido clorhídrico: 
HCl(l) + H2O(l) 
 
→ H3O+
(ac) + Cl–(ac) 
Base general: 
MOH(l) + H2O(l) 
 
→ M+
(ac) + OH–
(ac) 
 
Hidróxido de sodio: 
NaOH(s) + H2O(l) 
 
→ Na+
(ac) + OH–
(ac) 
 
Hidróxido de calcio: 
Ca(OH)2(s) + H2O(l) ⇌ Ca+2
(ac) + 2OH–
(ac) 
 
 
1.2 Teoría de Brønsted-Lowry. 
1923-pe, Johannes Nicolaus Brönsted (Dinamarca) ha Thomas Martin Lowry (Inglaterra) 
opropone de manera independiente que un ácido se define como donador de protones (H+) y 
una base se define como aceptor de protones. Estas definiciones son lo suficientemente 
generales para admitir que toda molécula o ion que contenga hidrógeno y que sea capaz de 
liberar un protón es un ácido, en tanto que toda molécula o ion que pueda aceptar un protón es 
una base. Por ejemplo, el ácido acético, HC2H3O2, es un ácido porque puede donar un protón y 
convertirse en ion acetato, C2H3O2
–, mientras que el amoniaco, NH3, es una base porque puede 
aceptar un protón y convertirse en el ion amonio, NH4
+. 
Ejemplos: 
(1) 
(2) 
En estos ejemplos, podemos observar que el agua actúa como ácido (reacción 2) y como base 
(reacción 1). De acuerdo con este concepto, el agua es anfótera (sustancia que en disolución 
acuosa puede dar iones H+ e iones OH–). 
 
1.3 Teoría de Lewis. 
1923-pe, estadounidense Gilbert Newton Lewis opropone peteĩ concepto 
más general, la teoría electrónica, que tuvo poca aceptación hasta 1938; año en 
el que se enunció de nuevo esta teoría y se comprendió. Estructuralmente dice lo 
siguiente: 
 
 
 
 
“Base es una sustancia que contiene un átomo capaz de ceder 
un par de electrones, y un ácido es una sustancia que contiene 
un átomo capaz de aceptar un par de electrones.” 
 
Cuando un ácido de Lewis reacciona con una base de Lewis, se forma, como consecuencia, 
un enlace covalente coordinado. 
Ejemplo: 
 
Las fórmulas electrónicas aclaran el mecanismo de formación de un enlace por coordinación, 
en la neutralización de un ácido de Lewis. La neutralización de un protón por una molécula de 
amoniaco es: 
 
 
ACTIVIDAD EXPERIMENTAL Y EVALUACIÓN 
Esta clase no tiene una actividad con ejercicios meramente teóricos sino prácticos. Realiza la 
siguiente esta actividad experimental en tu casa, cuando dispongas de tiempo libre, contesta las 
preguntas y elabora un informe escrito con los resultados y conclusiones. 
Juega al químico analista.2 
Introducción: 
Los indicadores son sustancias que, mediante un cambio de color, nos ayudan a identificar si 
las sustancias son ácidas o básicas. La identificación se hace muy fácil ya que los indicadores 
presentan diferentes colores en medio ácido y en medio básico. Los vegetales de color rojo 
oscuro o morado como el repollo morado y la remolacha contienen un colorante que se llama 
antocianina que le da el color morado. Las antocianinas son moléculas orgánicas hidrosolubles 
que se encuentran en las vacuolas de las células vegetales y que aportan el color rojo, púrpura 
o azul a hojas, flores o frutos como en el repollo morado, la remolacha, moras, zarzamoras, 
frambuesas, fresas, arándanos, saúcos, grosellas, cerezas, ciruelas, uvas negras o manzanas 
rojas, entre otros. El colorante se separa del vegetal cuando se pone en agua caliente o se hierve. 
Este colorante reacciona muy rápido con ácidos y bases, por eso el agua cambia el color. 
Entonces, el vegetal nos indica si se trata de sustancias ácidas, básicas o neutras. Los colores que 
 
2 Adaptado de 
Belén, A., Colegio, D., Purísima, L., & Torrent. (n.d.). EN BUSCA DE INDICADORES NATURALES. 
https://www.cac.es/cursomotivar/resources/document/2013/indicadoresnaturales.pdf 
Col lombarda: Un indicador natural de pH. (n.d.). 
https://museodeciencias.unav.edu/documents/25998948/26361509/indicador-ph.pdf/ 
 
 
 
se obtienen para disoluciones de distintos niveles de acidez o alkalinidad varían del rojo al 
amarillo pasando por el rosa, púrpura, azul y verde: 
 
La mayoría de las sustancias que se van a utilizar son naturales y, por tanto, no requieren 
una manipulación especial. Hay que tener precaución con la lavandina y el jugo de limón, 
manipularlos con cuidado para evitar que pueda salpicar a los ojos. Si es posible, hay utilizar 
lentes protectores. 
Responde a las preguntas pre-laboratoriales: 
• ¿Qué es un indicador químico? ¿Para qué se usan? 
• ¿Qué es el control en un experimento? ¿Para qué se usa? 
• ¿Qué colores presentan las diferentes sustancias usadas como indicadores en medio ácido 
y en medio básico? 
• ¿Crees que todas las sustancias son buenos indicadores? ¿Por qué? 
• ¿Qué sustancia de todas te parece qué costó más que hiciera el cambio de color? ¿Por qué? 
• ¿Cuántas gotas se necesitan para que se produzca el viraje (cambio de color) de las 
sustancias indicadoras? 
• ¿Podría desaparecer el color de la muestra después de haberle añadido la sustancia 
utilizada como indicador y recuperarla con el color que tenía al principio? Razona tu respuesta. 
• Crea una hipótesis: clasifica las sustancias a utilizar como ácidas o básicas. ¿Por qué las 
clasificas así? 
 
Objetivo: 
Identificar ácidos y bases en sustancias de uso común utilizando un indicador natural. 
Materiales: 
▪ Repollo morado, remolacha o alguna fuente de antocianinas. 
▪ Agua recién hervida. 
▪ Colador. 
▪ 6 vasos (pueden ser desechables). 
▪ Frascos goteros o jeringa (si no tenés, podés usar bolsita de agua y hacerle un agujero 
pequeño con una aguja). 
▪ Un poco de vinagre. 
▪ Jugo de limón (preferiblemente colado y con un poco de agua). 
▪ Solución de bicarbonato de sodio (una cucharada en medio vaso de agua). 
▪ Un poco de leche aguada. 
▪ Un poco de cocido aguado sin leche y sin azúcar. 
▪ Agua de grifo o canilla. 
▪ 1 cuchillo. 
▪ 1 agitador. 
 
 
 
 
Procedimiento: 
1. Cortar en trozos pequeños la fuente de antocianinas y sumérjalos en el agua recién 
hervida con ayuda del agitador (ikatu reipuru peteĩ espátula), durante 15 minutos. 
¿Qué le sucede al agua? 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
2. Colar el agua hervida, dejar entibiar y llenar los frascos goteros con el líquido obtenido 
(indicador). 
3. Marcar los ocho vasos con los siguientes nombres: limón, vinagre, leche, detergente, 
bicarbonato de sodio, cocido, agua y lavandina. 
4. Verter un poco de las sustancias anteriores en su respectivo vaso. 
5.A cada uno de los líquidos anteriores agregar unas cinco gotas del indicador formado en 
el paso 1. 
6. Preparar dos frascos goteros con la disolución formada con la fuente de antocianinas, 
que servirán de control al experimento. 
 
Anota tus observaciones y responde las siguientes actividades propuestas: 
Solución Coloración 
inicial 
Coloración 
luego de 
agregar el 
indicador 
¿Ácido 
o base? 
Sustancia 
componente 
principal 
Clasificación 
(Arrhenius, 
Brønsted- Lowry 
o Lewis) 
 
 
 
a) ¿Qué función tiene el indicador formado en esta actividad? 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
b) ¿Lo podrías utilizar con otras sustancias? 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
c) Si tu respuesta es afirmativa, da tres ejemplos. 
___________________________________________________________ 
___________________________________________________________ 
d) Refleja el resultado de tu hipótesis: ¿es tu lista correcta en base a este experimento? Si 
no, ¿cómo cambió? 
___________________________________________________________ 
___________________________________________________________ 
¡PRECAUCIÓN! Eñatende vaerã eikytĩvo pe fuente de antiocianinas ha pe limón. Eñatende 
vaerã avei eipurúvo ytaku cháke ikatu rekái reñohérõ nderehe. 
 
 
 
e) Anota tus conclusiones: 
_______________________________________________________________________ 
_______________________________________________________________________ 
f) Agrega un collage de fotos de tus resultados. 
 
 
Bibliografía 
C. P., Angel Dario (2020). Química – UNIDAD 4: Introducción a los ácidos y las bases. El Gran Paso. 
Paraguay. Ministerio de Educación y Ciencias. 
Chang, R.; Goldsby, K. (2010). Química. México. Editorial: Mc Graw Hill Education. 11ª ed. 
K. W. Whitten, R. E. Davis, M. L. Peck. (2015). Química General. México. McGrawHill, 10ª ed. 
Regalado, V. M. R. (2016). Temas selectos de química 2. Grupo Editorial Patria. 
 
FICHA TÉCNICA 
Elaboración: Prof. Lic. Angel Dario Cabrera Pereira. 
Corrección: Prof. Lic. Alma Iris Saldívar. 
Revisión: Prof. Dra. Liz Guerrero de Cartaman. 
Coordinación de la disciplina: Lic. Aida Rosa Duarte L. - Lic. Cristóbal Javier Aranda M. 
Coordinación del área: Prof. Lic. María Cristina Carmona Rojas.