Trabajos en clase (Carbohidratos).

Presentaciones

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ANEXO 40

LECTURA DE ÁCIDOS Y BASES

Desde hace miles de años se sabe que el vinagre, el jugo de limón y muchos otros alimentos tienen un sabor ácido. Sin embargo, no fue hasta hace unos cuantos cientos de años que se descubrió por qué estas cosas tenían un sabor ácido. El término ácido, en realidad, proviene del término Latino acere, que quiere decir ácido. Aunque hay muchas diferentes definiciones de los ácidos y las bases, en esta lección introduciremos los fundamentos de la química de los ácidos y las bases.

En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico amateur Robert Boyle primero denominó las substancias como ácidos o bases (llamó a las bases álcalis) de acuerdo a las siguientes características:

• Los Ácidos tienen un sabor ácido, corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases.
• Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos.

Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después.

A finales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Arrhenius sugirió que los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. Por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl) se disuelve en el agua de la siguiente manera:

 

Arrhenius definió las bases como substancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidróxido (OH^-) a la solución. Por ejemplo, una base típica de acuerdo a la definición de Arrhenius es el hidróxido de sodio (NaOH):

La definición de los ácidos y las bases de Arrhenius explica un sinnúmero de cosas. La teoría de Arrhenius explica el por qué todos los ácidos tienen propiedades similares (y de la misma manera por qué todas las bases son similares). Porque todos los ácidos sueltan H⁺ a la solución (y todas las bases sueltan OH^-). La definición de Arrhenius también explica la observación de Boyle que los ácidos y las bases se neutralizan entre ellos. Esta idea, que una base puede debilitar un ácido, y viceversa, es llamada neutralización.

La Neutralización: Tal como puede ver arriba, los ácidos sueltan H⁺ en la solución y las bases sueltan OH^-. Si fuésemos a mezclar un ácido y una base, el ión H⁺ se combinaría con el ión OH^- ion para crear la molécula H₂O, o simplemente agua:

 

La reacción neutralizante de un ácido con una base siempre producirá agua y sal, tal como se muestra abajo:

 

Aunque Arrhenius ayudó a explicar los fundamentos de la química sobre ácidos y bases, lastimosamente sus teorías tenían límites. Por ejemplo, la definición de Arrhenius no explica por qué algunas substancias como la levadura común (NaHCO₃) puede actuar como una base, a pesar de que no contenga iones de hidrógeno.

En 1923, el científico danés Johannes Brønsted y el inglés Thomas Lowry publicaron diferentes aunque similares trabajos que redefinieron la teoría de Arrhenius. En las palabras de Brønsted los ácidos y las bases son substancias que tiene la capacidad de dividirse o tomar iones de hidrógeno respectivamente." La definición de Brønsted-Lowry amplia el concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases. La definición de Brønsted-Lowry sobre los ácidos es muy similar a la de Arrhenius, cualquier substancia que pueda donar un ión de hidrógeno, es un ácido (en la definición de Brønsted, los ácidos son comúnmente referidos como donantes de protones porque un ión- hidrógeno H⁺ menos su electrón - es simplemente un protón). Sin embargo, la definición de Brønsted de las bases es bastante diferente de la definición de Arrhenius. La base de Brønsted es definida como cualquier substancia que puede aceptar un ión de hidrógeno. Esencialmente, la base es el opuesto de un ácido. El NaOH y el KOH, tal como vimos arriba, seguirían siendo consideradas bases porque pueden aceptar un H⁺ de un ácido para formar agua. Sin embargo, la definición de Brønsted-Lowry también explica porque las substancias que no contienen OH- pueden actuar como bases. La levadura (NaHCO₃), por ejemplo, actúa como una base al aceptar un ión de hidrógeno de un ácido tal como se ilustra siguientemente:

 

En este ejemplo, el ácido carbónico formado (H₂CO₃) se descompone rápidamente en  agua y gases de dióxido de carbono, por lo que la solución de burbujas en forma de gas se libera CO₂.

pH
En la definición de Brønsted-Lowry, ambos los ácidos y las bases están relacionados con la concentración del ión de hidrógeno presente. Los ácidos aumentan la concentración de iones de hidrógeno, mientras que las bases disminuyen en la concentración de iones de hidrógeno (al aceptarlos). Por consiguiente, la acidez o la alcalinidad de algo puede ser medida por su concentración de iones de hidrógeno.

En 1909, el bioquímico danés Sörensen inventó la escala pH para medir la acidez. La escala pH está descrita en la fórmula:

Por ejemplo, una solución con [H⁺] = 1 x 10^-7 moles/litro tiene un pH = 7 (una manera más simple de pensar en el pH es que es igual al exponente del H+ de la concentración, ignorando el signo de menos). La escala pH va de 0 a 14. Las substancias con un pH entre  0 o menos de 7 son ácidos (pH y [H⁺] están inversamente relacionados, menor pH significa mayor [H⁺]). Las substancias con un pH mayor a 7 y hasta 14 son bases (mayor pH significa menor [H⁺]). Exactamente en el medio, en pH = 7, están las substancias neutras, por ejemplo, el agua pura. La relación entre [H⁺] y pH está mostrada en la tabla de abajo, junto algunos comunes ejemplos de ácidos y base de la vida cotidiana.

Estequiometria

PROPOSITO.

El propósito es que determinemos las masas moleculares a partir de las masas atomicas para reconocer al mol como unidad asociada al mundo de las partículas y establecer las relaciones estequiometricas: masa-masa y mol-mol en ecuaciones sencillas con el fin de resolver problemas de cálculos estequiometricos.

CONCEPTOS BASICOS.

LEY DE LA CONSEVACION DE LA MATERIA.

La materia no se crea ni se destruye solo se transforma.

MOL

Unidad básica del sistema internacional de unidades (SI), definida como la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementos ( átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas) como átomos hay en 0,012kg (12g) de carbono 12.

La masa de los átomos y de las moléculas se mide tomando como unidad la llamada: unidad de masa atómica (u) que es la doceava parte de la masa atomica del atomo del carbono 12.

MASA ATOMICA.

Es la masa de un atomo, medida en u. Por ejemplo, cuando decimos que la masa atómica del calcio es 40u.

MASA MOLECULAR.

Es la masa de una mlecula, medida en u. Es la suma de las masas atomicas de los atomos que forman una molecula.

EJEMPLO DE ACTIVIDAD  2

1 atomo de calcio 1x40.1u = 40u

2 atomos de cloro 2x 35.5u = 71.0u

Masa formula del cloruro de calcio 111.1u

Masa de un mol de unidades formula de, CaCl₂ =111.1g

Masa molar del cloruro de calcio= 111.1g/mol

EJEMPLO DE ACTIVIDAD3

SUSTANCIA	FORMULA	MASA MOLECULAR EN (u)	Masa de 1 mol	Masa de 5 mol	Masa de 0.1 mol
Hidrogeno	H2	2	2g	10g	0.2g
Amoniaco	NH3	17	17g	85g	1.7g
Clorato de sodio	NaClO3	106.5	106.5g	532.5g	10.65g
Acido nítrico	HNO3	63	63g	315g	6.3g

PASOS FUNDAMENTALES PARA LA RESOLUCION DE PROBLEMAS DE ESTEQUIOMETRIA:

Escribir la ecuación química.

N₂+H₂  à  NH₃

Balancear la ecuación utilizando el método de tanteo.

N₂ + 3H₂ à  2NH₃

De la reacción anterior, calcula la masa en gramos de cada una de las sustancias. Utiliza el siguiente procedimiento:

                Multiplicar el numero de moles por la masa molecular

                N(moles) X masa molecular (g/mol)=g

Sustancia	N° de moles	Masa molar g/mol	Calculos moles X masa molar	Masa total
N2	1	28	1mol X 28 g/mol	28g
H2	3	2	3mol X 2 g/mol	6g
NH3	2	17	2mol X 17 g/mol	34g