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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+] = 1x10-8 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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