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La escala de Ph y fuerzas de los ácidos y bases




Enviado por Jackelyn Gutierrez




    1.
    ¿Qué es el pH?

    2. Interpretación de la escala del
    pH

    3. ¿Como se halla el valor del
    pH?

    4. Amortiguadores del pH

    5. El amortiguador
    de nuestra sangre


    7. El balance de pH en los
    cosméticos

    8. Influencia del pH en los suelos de
    cultivo

    9. Encalar los suelos reduce el
    pH

    10. Ácidos y Bases
    11. Fuerza de los ácidos y de las
    bases

    12. Bibliografía

    1. ¿Que es el
    pH?

    El pH es el grado de aidez de una sustancia, es decir la
    concentración de iones de H + en una solucion
    acuosa, término (del francés pouvoir
    hydrogène, 'poder del
    hidrógeno') el pH también se expresa a menudo en
    términos de concentración de iones
    hidronio.

    El agua y todas
    las soluciones
    acuosas contiene concentración de H + , si no
    iones de OH – .En el agua pura
    se cumple que la concentración de iones H + es
    igual a la concentración de iones OH -, por eso
    se dice que el agua es neutra.+
    Como las concentraciones de iones H + de y OH
    – son muy pequeñas, en 1909, el químico
    danés Sorensen  definió el potencial
    hidrógeno ( pH ) como el logarítmo negativo de la
    concentración molar ( mas exactamente de la actividad
    molar ) de los iones hidrógeno. Esto es:
    pH = – log [H + ]
    Desde entonces, el término pH ha sido universalmente
    utilizado por la facilidad de su uso, evitando asi el manejo de
    cifras largas y complejas. Por ejemplo, una concentración
    de [H+] = 1×10-8 M ( 0.00000001)
    es simplemente un pH de 8 ya que : pH= –
    log[10-8]  =
    8 La relación entre pH y concentración de iones H
    se puede ver en la siguiente tabla, en la que se incluyen
    valores
    típicos de algunas sustancias conocidas.

    2. Interpretación de
    la escala de pH

    La escala de pH se establece en una recta
    numérica que va desde el 0 hasta el 14.El número 7
    corresponde a las soluciones neutras. El sector izquierdo de la
    recta numérica indica acidez, que va aumentando en
    intensidad cuando más lejos se está del 7.Por
    ejemplo una solución que tiene el pH 1 es más
    ácida o más fuerte que aquella que tiene un pH
    6.
    De la misma manera, hacia la derecha del 7 las soluciones son
    básicas y son más fuertes o más
    básicas cuanto más se alejan del 7. Por ejemplo,
    una base que tenga pH 14 es más fuerte que una que tenga
    pH 8

    3. ¿Como se halla El
    Valor de pH
    ?

    El pH es de valor negativo del exponente de la
    concentración para conocer el pH de la ciudad .Por
    ejemplo
    Si la concentración es 10 –11 el pH es
    11
    Si la concentración es 10-4 el pH es 4
    Para hallar la concentración de iones de Hidróxido
    dividimos:
    10 –14
    __________________________________
    la
    concentración de la base
    Por ejemplo:
    Si el pH es 3, la concentración de iones hidronio es 10
    –3 M y la concentración de iones de
    Hidróxido es:
    10 –14 / 10 –3 M, que es 10
    –14-(-3) = 10 –11 M
    el pOH = 11

    4. Amortiguadores De
    pH

    Un amortiguador es una solución que resiste los
    cambios de pH cuando se le agregan pequeñas cantidades de
    ácidos o de base .Las soluciones amortiguadoras se
    preparan con un ácido o una base débil y una de sus
    sales.

    Por ejemplo, se puede preparar una solución
    amortiguadora con la base débil amoniaco (NH3 )
    y una sal de amonio, como cloruro de amonio (NH4Cl ).
    Si se le añade un ácido, el NH3 ,
    reacciona con los iones H +
    NH3 +
    H+Cl- NH4Cl
    Base débil ácido sal de amonio
    Si se le añade una base a la sal, el ion amonio de la sal
    reacciona con el OH de la base y se forma nuevamente amoniaco y
    agua:
    NH4Cl + Na OH NH3 + NaCl + H2 O

    Otros ejemplos de soluciones reguladores son el
    ácido fosfórico, fosfato monopotásico, el
    ácido carbónico y el ion bicarbonato

    5. El amortiguador de nuestra
    sangre

    El pH de nuestra sangre
    varía entre 7,3 y 7,5 . La muerte se
    produce greneralmente cuando el pH es menor que 7 o mayor que 7,9
    .
    Cualquier sustancia puede variar su pH cualdo se le agrega otra
    diferente, pero nuestra sangre mantiene inalterable su pH a pesar
    de las reacciones que se le generan en nuestro organismo.
    Mientras nos mantenemos con vida, nuestro pH sanguíneo
    varía un poco. Esto se debe pa la mezcla de las soluciones
    reguladoras que tenemos.
    Una sustancia regularo es el par ácido carbónico (
    H2CO3) y ion bicarbonato (HCO3
    -), que se produce durante la respiración , al reaccionar el
    CO2 con el agua del plasma sanguíneo
    según la siguiente reacción.
    CO2(g) + H2O(l)
    H2CO3(ac)
    La otra parte de este
    amortiguador es el ion biacrbonato.
    Si algún fenómeno aumenta el ion OH – en
    nuestra sangre, el ácido cárbonico reacciona para
    disminuir su concentración y evita que aumente el pH. Por
    el contrario, si entra H+ a la sangre, ion bicarbonato
    , reacciona para prevenir que disminuya el pH.
    El organismo tiene mecanismos para deshacerse del exceso de de
    dioxido de carbono; entre
    ellos estan el bostezo y el hipo.
    Por otro lado, la respiración rápida y profunda
    puede causar una deficiencia de CO2 en la sangre.Esto
    sucede cuando una persona
    ésta nerviosa o asustada y puede ser peligroso, porque
    reduce el nivel de ácido cárbónico en la
    sangre y aumenta el pH. Si esto sucede la persona puede respirar
    cubiendo la nariz y boca con una bolsade papel, loque
    aumenta la concentración de CO2 en el aire que inhala,
    obligando a que ingrese más CO2 a la sangre.De
    este modo se normaliza el pH sanguíneo .

    6. Escala de pH: soluciones
    comunes

    El pH de una disolución es una medida de la
    concentración de iones hidrógeno. Una
    pequeña variación en el pH significa un importante
    cambio en la
    concentración de los iones hidrógeno. Por ejemplo,
    la concentración de iones hidrógeno en los jugos
    gástricos (pH = 1) es casi un millón de veces
    mayor

    7. El Balance del pH de los
    cosméticos

    El pH de los cosméticos como el champú y
    los jabones es muy importante para nuestra salud , porque si
    éste no es el adecuado puede ocasionar trastornos a la
    piel y al
    cabello.

    Estructura del cabello
    El cabello humano es una estructura
    compleja y organizada. Esta estructura consta de una serie de
    capas formadas por una proteína llamada queratina. La capa
    externa o cutícula protege el cabello y evita que se
    reseque.
    Dentro del pelo se encuentran células
    muertas empacadas en unas fibras .Tanto el cabello como la piel
    tienen naturaleza
    ácida en sus condiciones originales.
    Según el tipo de cabello, el pH recomendado para el
    champú, reacondicionadores y oros cosméticos pueden
    variar; sin embargo, los Ph más adecuados son los
    ácidos medios y los
    alcalinos medios. Los ácidos se encuentran entre 3 y 6 de
    pH y los alcalinos entre 7 y 8 de pH. Un pH por debajo de 3 y por
    encima de 8 puede destruir el cabello.

    El pH de los champús
    Los champúes son básicamente jabones y detergentes
    sintéticos que sirven para remover la suciedad y la grasa
    del pelo. La mayoría de champús tienen un pH entre
    3,5 y 8,5 esto es, levemente ácido, pero también
    hay alcalinos.
    Los champús alcalinos esponjan el pelo y son muy efectivos
    porque en estos el pH la cutícula se abre, permitiendo a
    los agentes activos actuar en
    toda la estructura del cabello .
    Sien embargo no se recomienda usarlos con regularidad porque
    destruyen la cutícula .Después de usar un
    champú alcalino es
    necesario usar un reacondicionador, los cuales tiene un pH
    ácido. De esta forma cierran la cutícula y hacen el
    cabello menos esponjoso y más suave.
    Los tintes y las soluciones para permanentes son sustancias muy
    alcalinas. Esto cosméticos disuelven la parte de la
    cutícula, y por ello dañan el cabello..
    Un cabello dañado es áspero, opaco y seco.
    Los champús ligeramente ácidos son los más
    adecuados y también los más vendidos. Estos
    fortalecen la cutícula del cabello y la aplanan. En estas
    condiciones el pelo se ve brillante y se siente suave al
    tacto.

    El pH de los productos para
    la piel
    La capa externa de la piel tiene una estructura de queratina como
    la del cabello. Los productos que dan brillo a la piel y la
    aclaran tiene un pH más alto son alcalinos. Su
    propósito es remover la capa externa de queratina, que
    puede tener células muertas.
    La células nuevas de la parte interna se ven frescas y
    vibrantes. Si se usan ocasionalmente estos productos pueden
    ayudar, pero su uso continuo daña la piel al eliminar
    continuamente las capas de células.
    Otro de los problemas con
    los jabones alcalinos es que eliminan la capa ácida que
    normalmente cubre la piel.
    Este fluido, formado por grasas, sudor y otras secreciones, es
    una defensa natural contra las infecciones bacterianas.
    Los jabones muy básicos puede neutralizar esta capa
    Protectora. Las personas que tiene acné o piel grasosa
    deben tener especial cuidado de no eliminar esta capa es de
    protección

    8. Influencia del pH en
    los suelos de
    cultivo

    Conocer el pH del suelo es
    importante para evaluar la relación suelo – planta.
    La mayoría de cultivos se desarrolla más
    favorablemente en los suelos con Ph cercano a 7, es decir,
    neutro.
    Aunque cada especie vegetal tiene un pH óptimo, la acidez
    del suelo también afecta la disponibilidad de nutrientes,
    las propiedades físicas de los suelos y la actividad de
    las bacterias
    .
    Así , se ha comprobado que los suelos ácidos
    No son convenientes para el desarrollo de
    la mayoría de los cultivos agrícolas
    forrajeros.
    Los suelos presentan un acidez mayor que la requerida para los
    cultivos, debido a varias razones como la siguientes:

    • La elevada extracción de
      nutrientes
    • La abundancia de lluvias (el calcio y el magnesio son
      arrastrados por el agua)
    • La fertilización con compuestos
      nitrogenados

    Esto explica por qué los suelos de la selva, que
    son ácidos, no son tan buenos para la explotación
    agrícola. En esos terrenos, después de dos o tres
    cosechas el suelo se queda sin nutrientes; es decir, se
    empobrece.

    9. Encalar los suelos
    reduce el pH

    Los suelos ácidos requieren de la
    aplicación de enmiendas calcáreas que se usan como
    correctivos.
    Dicha técnicas
    se conoce como el encalado y consiste en añadir compuestos
    de calcio al suelo. Así, los iones bicarbonato (H
    CO3- ) neutralizan a los iones
    H+. Con ellos se busca llevar a los suelos a un pH
    cercano al pH entre 6,5 y 7,5.
    El pH neutro mejora la calidad del suelo
    y, por consiguiente, el de las cosechas. Sus efectos son los
    siguientes:

    • Aumenta la disponibilidad de calcio, de magnesio y de
      fósforo
    • Aumenta la acción de las bacterias fijadoras
      de nitrógeno
    • Se incrementa la cantidad y la acción de los
      microorganismos responsables de la descomposición de la
      materia
      orgánica y de las transformaciones del nitrógeno,
      el azufre y el fósforo ( ciclos
      biológicos)
    • Se reduce la solubridad de elementos como el a
      aluminio y
      magnesio, que pueden ser tóxicos para las plantas.
    • En la técnica del encalado generalmente se
      usan sustancias como:
    • El carbonato de calcio y magnesio se extraen de
      propósitos calcáreos o canteras.
    • Conchilla molida, que son restos de conchas
      marinas.
    • Cal viva u óxido de calcio y cal hidratada o
      hidróxido de calcio. Ambas tienen una reacción
      rápida, sin embargo la cal viva no es aconsejada por
      algunos técnicos porque destruye la materia
      orgánica.

    Objetivo: Demostrar que los pigmentos vegetales pueden
    emplearse como indicadores de
    pH.
    Hipótesis: Los pigmentos vegetales son
    sustancias químicas que cambian de color dependiendo
    del pH del medio.
    Material: 15 vasos desechables transparentes, 10 goteros, vinagre
    blanco, 10 limones, 100 gr de cal blanca, líquido
    limpiador
    con amonia, ácido muriático, 100 gr de flores de
    jamaica, 1 col morada, 1 betabel mediano, 4 zanahorias, 5 flores
    de tzempaxuchit l o cempasúchil
    , 20 flores de buganvilla, 1 navaja, 6 frascos de vidrio con tapa,
    papel aluminio y cinta para etiquetar.

    Metodología
    1. Cortar en pequeños fragmentos a las zanahorias, betabel
    y col morada
    2. Colocar un poco de cal blanca en un frasco de vidrio y
    añadir agua, agita y tapa el frasco
    3. Preparar jugo con los limones, colocar en un frasco de vidrio
    y tapar
    4. Colocar en los vasos por separado las flores y los trozos de
    betabel , zanahoria y col morada
    5. Poner agua en un recipiente y hervir, apaga la flama y agregar
    el agua caliente a todos los vasos con los fragmentos y las
    flores
    6. Dejar enfriar los extractos
    7. Pasar por separada cada una de las soluciones sobre tela
    delgada o sobre papel filtro para cafetera con ayuda de un
    colador pequeño, recibir el líquido en un frasco de
    vidrio de boca ancha
    8. Tapar los frascos, envuélvelos en papel aluminio y
    almacenar las soluciones etiquetadas en el refrigerador
    9. Sacar los extractos del refrigerador 30 minutos antes de hacer
    la siguiente parte del experimento
    10. Colocar un poco de cada solución de los extractos en 5
    diferentes vasos desechables y etiquetados
    11. A uno de los vasos añadir 5 gotas de jugo de
    limón etiquétalo y observar, hacer lo mismo por
    separado con: vinagre, ácido muriático,
    solución de cal blanca y limpiador con amonia
    12. Poner en línea a los vasos con las soluciones y las
    gotas y comparar con un vaso con la solución a la que no
    se haya agregado nada
    13. Ordenar los vasos de cada extracto de pH ácido a
    básico y observar los colores
    14. Analizar cuál de los extractos da mejores cambios de
    colores
    Variantes: Utilizar otras flores, cambiar de agua caliente a agua
    a temperatura
    ambiente o
    fría, dejar los extractos cerca de una lámpara o
    una ventana y sin cubrir con papel aluminio.
    Conceptos Revisados : Pigmentos, extracción, macerado, pH,
    ácido, acidez, base, alcalinidad, pH de los vegetales y
    escala de pH.

    Conclusiones
    Del experimento se puede concluir
    – Los pigmentos vegetales son un buen indicador de pH
    – Los líquidos en las plantas se encuentran a un pH
    neutro
    – Los colores de la escala de pH utilizados en el papel indicador
    fueron tomados de los colores de los pigmentos a diferentes
    concentraciones de ácidos y bases

    Muy ácida

    pH 4 o menos

    jugos gástricos (2,0)
    limón (2,3)
    vinagre (2,9)
    refrescos (3,0)
    vino (3,5)
    naranja (3,5)
    tomate (4,2)

    Moderadamente ácida

    pH 5

    lluvia ácida (5,5)

    Ligeramente ácida

    pH 6

    leche de vaca (6,4)

    Neutra

    pH 7

    saliva en reposo (6,6)
    agua pura (7,0)
    saliva al comer (7,2)
    sangre humana (7,4)

    Ligeramente alcalina

    pH 8

    huevos frescos (7,8)
    agua de mar (8,0)
    solución bicarbonato sódico
    (8,4)

    Moderadamente alcalina

    pH 9

    Dentífrico 9,5

    Muy alcalina

    pH 10 o más

    leche de magnesia (10,5)
    amoníaco casero 11,5

    En general los cultivos que
    llamarán nuestra atención necesitarán una
    solución que va desde moderadamente ácida a neutra.
    A continuación una tabla con los pH apropiados para cada
    tipo de cultivo:

    pH 4,5 a 5,5

    Ageratum blanco
    Altramuz
    Aretusa
    Arnica
    Azalea
    Batata dulce
    Bluebead

    Camelia
    Chaifern
    Everlasting Pearl
    Gardenias
    Helecho miriáceo
    Lirio carolina
    Lirio del Valle

    Orquídeas
    Remínculo
    Roble de arbusto
    Rododendro
    Rosas
    Verónica
    Vesentósigo

    pH 5,5 a 6,0

    Altramuz
    Azul europeo
    Bocolia
    Cacahuate
    Calceolaria
    Carraspique

    Clavel
    Dalias
    Guisante de olor
    Hortensia
    Lirios
    Melones

    Menta
    Nabo
    Polipodio
    Sandía
    Siempreviva
    Tomates

    pH 6,7 a 7,0

    Adormidera
    Aguileña
    Alhelí
    Anémona
    Apio
    Aster
    Aster Chino
    Azafrán
    Begonia
    Berraza
    Berza
    Betabel
    Calabazas
    Caléndulas
    Cebolla
    Centaura
    Coliflor
    Coreopsis
    Crisantemos
    Chícharo

    Chile
    Don Diego del día
    Espárrago
    Espinaca
    Espuela de Caballero
    Flor de jardín
    Flox
    Fresas
    Frijol
    Gailardia
    Geranio
    Girasol
    Gladiolos
    Gysophilias
    Habas
    Jacintos
    Limón
    Lirio del día
    Maiz
    Mariposas

    Mastuerzo
    Menta
    Nabo
    Naranjo
    Narcisos
    No me olvides
    Pasionaria
    Pentstemen
    Peonía
    Rábanos
    Repollo
    Resedá
    Saxifrage
    Tabaco
    Tulipanes
    Verbena
    Violetas
    Visteria
    Zanahoria

    pH 7,0 a 7,5

    Alamos
    Alfalfa
    Algodón
    Avena
    Berabel
    Calabazas
    Cañamero
    Cebada
    Cerezos

    Ciruelos
    Durazno
    Frambuesa
    Grosellero
    Manzano
    Melones
    Papayas
    Pastos de prado

    Patatas
    Pepinos
    Peras
    Trigo
    Uva crespa
    Vellorita
    Vid
    Zinia

    10. Ácidos y
    bases

    Ácidos y bases, dos tipos de compuestos
    químicos que presentan características opuestas. Los ácidos
    tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa
    que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con
    ciertos metales
    desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo,
    colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se
    combina una disolución acuosa de un ácido con otra
    de una base, tiene lugar una reacción de
    neutralización. Esta reacción en la que,
    generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida.
    Así, el ácido sulfúrico y el
    hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de
    sodio:
    H2SO4 + 2NaOH⇋2H2O +
    Na2SO4

    Primeras teorías
    Los conocimientos modernos de los ácidos y las bases
    parten de 1834, cuando el físico inglés
    Michael Faraday descubrió que ácidos, bases y sales
    eran electrólitos por lo que, disueltos en agua se
    disocian en partículas con carga o iones que pueden
    conducir la corriente
    eléctrica. En 1884, el químico sueco Svante
    Arrhenius (y más tarde el químico alemán
    Wilhelm Ostwald) definió los ácidos como sustancias
    químicas que contenían hidrógeno, y que
    disueltas en agua producían una concentración de
    iones hidrógeno o protones, 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-. La reacción de neutralización
    sería:
    H+ + OH-⇋H2O
    La teoría
    de Arrhenius y Ostwald ha sido objeto de críticas. La
    primera es que el concepto de
    ácidos se limita a especies químicas que contienen
    hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones
    hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría
    sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad
    se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar
    en ausencia de agua.

    Teoria de Bronsted-Lowry
    Una teoría más satisfactoria es la que formularon
    en 1923 el químico danés Johannes Brønsted
    y, paralelamente, el químico británico Thomas
    Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son
    sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno
    H+) y las bases sustancias capaces de aceptarlos.
    Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el
    ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el
    amoníaco líquido, que actúa como una base en
    una disolución acuosa, se comporta como un ácido en
    ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando
    lugar al anión (ion negativo) amida:
    NH3 + base⇋NH2- + base +
    H+

    El concepto de ácido y base de Brønsted y
    Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte
    desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que
    sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones
    ácido-base se contemplan como una competición por
    los protones. En forma de ecuación química, la siguiente
    reacción de Acido (1) con Base (2)

    Ácido (1) + Base (2)⇋Ácido (2) + Base (1)
    se produce al transferir un protón el Ácido (1) a
    la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se
    convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el
    protón, la Base (2) se convierte en su ácido
    conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita
    constituye un equilibrio que
    puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción
    efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par
    ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un
    ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente
    un protón al agua formando un ion hidronio:
    HCl + H2O⇋H3O+ + Cl-
    En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la
    base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y
    H3O+, el ácido conjugado de
    H2O, un ácido débil.Al contrario, el
    fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil
    en agua y no transfiere con facilidad un protón al
    agua:
    HF + H2O⇋H3O+ + F-
    Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues
    H2O es una base más débil que F- y HF es
    un ácido más débil (en agua) que
    H3O+. La teoría de Brønsted y
    Lowry también explica que el agua pueda mostrar
    propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto
    con ácidos como con bases. De este modo, el agua
    actúa como base en presencia de un ácido más
    fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un
    ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:
    HCl + H2O⇋H3O+ + Cl-
    El agua también actúa como ácido en
    presencia de una base más fuerte que ella (como el
    amoníaco):
    NH3 + H2O⇋NH4+
    + OH-

    11. Fuerza de los
    ácidos y de las bases

    La Fuerza de un
    ácidos (HA) es forma de indicar cuanto del total de sus
    moléculas s e disocia en el protón H+ y
    en el anión correspondiente cuando se disuelve en
    agua.
    Según la cantidad de iones que formen, los ácidos
    pueden clasificarse de la siguiente manera :

    Ácidos fuertes
    Los ácidos fuerte, llamados también electrolitos
    fuertes, son aquellos que en disolución acuosa se disocian
    por completo, y, por lo tanto, ceden a la solución una
    cantidad de iones de H+.

    Los ácidos fuertes son corrosivos, disuelven la
    mayoría de los metales y producen graves quemaduras en la
    piel

    Ácidos Fuertes

    Fórmula

    A. perclórico

    HClO4

    A. sulfúrico

    H2SO4

    A. Yodhídrico

    HI

    A. Bromhídrico

    HBr

    A. Clorhídrico

    HCl

    A. Nítrico

    HNO3

    Ácidos débiles
    Los ácidos débiles son ácidos que en la
    solución acuosa no disocian por completo, es decir, que
    liberan sólo por una parte muy pequeña de sus iones
    H+. Son ácidos débiles el ácido
    acético (Vinagre), el ácido fosfórico y
    todos los ácidos orgánicos
    El ácido acético es un buen ejemplo de ácido
    débil, porque en una disolución acuosa 1ama se
    ioniza menos de 0,5 % de las moléculas del ácido y
    99,5% permanece como moléculas.
    Es importante destacar que la fuerza de un ácido no es lo
    mismo que su concentración. La concentración, es la
    cantidad de soluto disuelto en un volumen dado de
    la disolución; en cambio la fuerza es la disolución
    de sus moléculas en iones.
    Tanto la fuerza como la concentración de los ácidos
    son importantes para determinar el tipo d reacción que un
    ácido puede llevar a cabo, así como cuánto
    daño puede hacer a las células del organismo.
    Ejemplo:, los ácidos fuertes, como el clorhídrico y
    el sulfúrico, causan severos daños a la piel, ojos
    y muchas cosas, en aun bajas concentraciones. En cambio los
    ácidos débiles en bajas concentraciones, como el
    vinagre , no suelen ser peligrosos pero podrían llegar a
    serlo : le mismo ácido acético concentrado causa
    quemaduras y provoca irritación en el tuvo respiratorio si
    se inhala sus vapores.
    Las bases también pueden clasificarse como débiles
    y fuertes, según la cantidad de iones que liberan en una
    solución

    Bases Fuertes
    Las bases fuerte, llamadas también electrolitos fuertes,
    son aquellas capaces de disociarse totalmente en iones de
    Hidróxido
    Por lo general, los óxidos e hidróxidos de los
    grupos
    alcalinos y alcalinotérreos forman bases fuerte.
    Las base fuerte, aún en bajas concentraciones resultan ser
    muy corrosivas y dañinas para los tejidos, animales y
    vegetales.
    Por ejemplo el NaOH o soda cáustica (producto que
    puede encontrase con frecuencia en los hogares) es ALTERNAMENTE
    REACTIVO, por lo que resulta muy útil para la limpieza de
    las tuberías atascadas por diversos residuos. Este
    producto debe manejarse con cuidad, porque puede producir
    quemaduras en la piel.

    Bases Fuertes

    Formulas

    Hidróxido de Litio

    LiOH

    Hidróxido de sodio

    NaOH

    Hidróxido de potasio

    KOH

    Hidróxido de calcio

    Ca (OH)2

    Hidróxido de estroncio

    Sr(OH)2

    Hidróxido de bario

    Ba (OH)2

    Hidróxido de magnesio

    Mg (OH)2

    Bases Débiles
    Base débiles son sustancias que en disolución
    acuosa no se disocian por ejemplo en sus iones. Por ejemplo, el
    amoniaco es una base débil, porque en una solución
    acuosa 1M solo 0,5 % de sus moléculas se disocian en iones
    de amonio y iones de OH Y cerca de 99,5% permanece
    intacto

    Otras bases son el hidróxido de aluminio y el
    hidróxido férrico
    La gran mayoría de ácidos y de bases se clasifican
    como débiles, pero por ese motivo no dejan de ser
    importantes. La mayor parte de las reacciones
    químicas en los seres vivos se producen se producen
    entre ácidos y bases débiles, de allí la
    gran importancia de su comportamiento.
    Las bases débiles concentradas también deben
    manejarse con cuidado, pues resultan dañinas y hasta
    venenosas. Un ejemplo es el amoniaco, que en solución
    acuosa se conoce como hidróxido de amoniaco: en contacto
    con el aire libre libera gas amoniaco con
    gran rapidez. Este gas es muy tóxico si se inhala, e
    irrita ojos y mucosa.

    Ácidos y bases corrientes

    NOMBRE

    FÓRMULA

    PRESENTE EN

    Ácidos

    Ácido acético

    HC2H3O2

    Vinagre

    Ácido acetilsalicílico

    HC9H7O4

    Aspirina

    Ácido ascórbico

    H2C6H6O6

    Vitamina C

    Ácido cítrico

    H3C6H5O7

    Jugo de limón y de otros
    cítricos

    Ácido clorhídrico

    HCI

    Jugos gástricos
    (líquidos digestivos del estómago)

    Ácido sulfúrico

    H2SO4

    Pilas

    Bases

    Amoníaco

    NH3

    Limpiadores domésticos
    (solución acuosa)

    Hidróxido de calcio

    Ca(OH)2

    Cal apagada
    (utilizada en construcción)

    Hidróxido de magnesio

    Mg(OH)2

    Lechada de magnesio
    (antiácido y laxante)

    Hidróxido de potasio (también
    llamado potasa cáustica)

    KOH

    Jabón suave

    Hidróxido de sodio

    NaOH

    Limpiadores de tuberías y hornos

    12.
    Bibliografía

    • Paginas de internet :
      www.google.com
    • www.altavista.com
    • Libro TERRA QUÍMICA
    • Enciclopedia ENCARTA 2003
    • LA GRAN ENCICLOPEDIA DE LAS CIENCIAS
      editorial Planeta

     

     

    Autor:

    Jackelyn Gutierrez

    Lima – Perú
    2003

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