Destreza / Competencia:
CN.Q.5.3.4. Analizar y deducir a partir de la comprensión del significado de la acidez, la forma de su determinación y su importancia en diferentes ámbitos de la vida, como la aplicación de los antiácidos y el balance del pH estomacal, en la industria y en la agricultura, con ayuda de las TIC.
CN.Q.5.3.5. Deducir y comunicar la importancia del pH a través de la medición de este parámetro en varias soluciones de uso diario.
¿En qué áreas de la vida se puede aplicar este contenido?
Estos conocimientos te permiten entender cómo reaccionan sustancias con propiedades opuestas y cómo se puede controlar su efecto.
- Vida cotidiana: te ayudan a comprender el uso de antiácidos, vinagre, limón, jabón, bicarbonato, productos de limpieza y desinfectantes.
- Desarrollo personal: te permiten evitar mezclas peligrosas y entender por qué algunas sustancias pueden irritar, corroer o neutralizar otras.
- Contexto social / académico: te ayudan a analizar tratamiento de aguas, control de pH, lluvia ácida, suelos agrícolas, laboratorio y procesos industriales.
Actividades de aprendizaje
Anticipación
“¿Qué pasa si se neutralizan?”
Escribe en la pizarra:
- ácido del estómago + antiácido
- vinagre + bicarbonato
- suelo ácido + cal agrícola
- agua contaminada ácida + sustancia básica
Pregunta:
- ¿Qué tienen en común estos casos?
- ¿Qué sustancia actúa como ácido?
- ¿Qué sustancia actúa como base?
- ¿Qué significa “neutralizar” una sustancia?
Cierra explicando que la neutralización ocurre cuando un ácido y una base reaccionan para disminuir o equilibrar sus efectos, formando generalmente sal y agua.
Construcción: tiempo
Introducción
Los ácidos y las bases son sustancias fundamentales en química porque participan en muchos procesos naturales, biológicos, industriales y cotidianos. Ya que previamente se estudió el pH, ahora el objetivo es comprender qué hace que una sustancia sea ácida o básica, cómo se explican estas sustancias mediante diferentes teorías y qué ocurre cuando reaccionan entre sí.
- ¿Qué son los ácidos?
Un ácido es una sustancia que, según la teoría utilizada, puede liberar iones hidrógeno, formar iones hidronio o donar protones a otra sustancia.
Características generales de los ácidos:
- Tienen pH menor que 7.
- Pueden tener sabor agrio, como algunos cítricos.
- En solución acuosa pueden conducir electricidad.
- Pueden reaccionar con algunos metales y liberar hidrógeno gaseoso.
- Pueden ser corrosivos, especialmente si son concentrados.
- Cambian el papel tornasol azul a rojo.
Ejemplos:
- HCl = ácido clorhídrico
- H₂SO₄ = ácido sulfúrico
- HNO₃ = ácido nítrico
- CH₃COOH = ácido acético
- H₃PO₄ = ácido fosfórico
- ¿Qué son las bases?
Una base es una sustancia que, según la teoría utilizada, puede liberar iones hidróxido o aceptar protones de otra sustancia.
Características generales de las bases:
- Tienen pH mayor que 7.
- Pueden tener sabor amargo.
- Pueden tener tacto jabonoso.
- En solución acuosa pueden conducir electricidad.
- Pueden ser irritantes o corrosivas.
- Cambian el papel tornasol rojo a azul.
- Reaccionan con ácidos para formar sales y agua.
Ejemplos:
- NaOH = hidróxido de sodio
- KOH = hidróxido de potasio
- Ca(OH)₂ = hidróxido de calcio
- NH₃ = amoníaco
- Mg(OH)₂ = hidróxido de magnesio
- Teoría de Arrhenius
La teoría de Arrhenius define los ácidos y las bases en solución acuosa. Según esta teoría, un ácido libera iones H⁺ en agua y una base libera iones OH⁻ en agua. Esta teoría es útil para introducir el comportamiento ácido-base, aunque tiene limitaciones porque se centra en soluciones acuosas y no explica bien sustancias como el NH₃, que actúa como base aunque no contiene OH⁻ en su fórmula.
Ejemplo de ácido de Arrhenius:
HCl → H⁺ + Cl⁻
En agua, es más preciso representar el ion hidrógeno como ion hidronio:
HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
Ejemplo de base de Arrhenius:
NaOH → Na⁺ + OH⁻
Idea clave:
- Ácido de Arrhenius: produce H⁺ o H₃O⁺ en agua.
- Base de Arrhenius: produce OH⁻ en agua.
- Ion hidronio
En soluciones acuosas, los iones H⁺ no suelen encontrarse libres; se asocian con moléculas de agua para formar iones hidronio, H₃O⁺. Por eso, cuando se habla de acidez en agua, es más preciso relacionarla con la presencia de H₃O⁺.
Ejemplo:
H⁺ + H₂O → H₃O⁺
Esto conecta con el pH, ya que el pH expresa la concentración de H⁺ o H₃O⁺ en una solución.
- Teoría de Brønsted-Lowry
La teoría de Brønsted-Lowry es más amplia que la de Arrhenius. Según esta teoría, un ácido es una sustancia capaz de donar protones H⁺, mientras que una base es una sustancia capaz de aceptar protones H⁺.
Ejemplo:
HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
Interpretación:
- HCl dona un protón, por eso actúa como ácido.
- H₂O acepta un protón, por eso actúa como base.
- H₃O⁺ es el ácido conjugado.
- Cl⁻ es la base conjugada.
Idea clave:
- Ácido: dona H⁺.
- Base: acepta H⁺.
- Pares ácido-base conjugados
En la teoría de Brønsted-Lowry, cuando un ácido dona un protón, se transforma en su base conjugada. Cuando una base acepta un protón, se transforma en su ácido conjugado.
Modelo general:
HA + B → A⁻ + HB⁺
Donde:
- HA = ácido
- B = base
- A⁻ = base conjugada
- HB⁺ = ácido conjugado
Ejemplo:
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
Interpretación:
- NH₃ acepta un protón, por eso es base.
- H₂O dona un protón, por eso es ácido.
- NH₄⁺ es el ácido conjugado.
- OH⁻ es la base conjugada.
- Sustancias anfóteras
Una sustancia anfótera puede comportarse como ácido o como base, dependiendo de con qué sustancia reaccione. El agua es un ejemplo importante: puede aceptar un protón y comportarse como base, o donar un protón y comportarse como ácido.
Ejemplo como base:
HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
Aquí el agua acepta H⁺.
Ejemplo como ácido:
NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
Aquí el agua dona H⁺.
- Ácidos fuertes y ácidos débiles
Los ácidos pueden clasificarse según su grado de ionización en agua.
Ácido fuerte:
Es un ácido que se ioniza casi completamente en solución acuosa.
Ejemplos:
- HCl
- HNO₃
- H₂SO₄
Ácido débil:
Es un ácido que se ioniza parcialmente en solución acuosa.
Ejemplos:
- CH₃COOH
- H₂CO₃
- H₃PO₄
La fuerza de un ácido se relaciona con su tendencia a donar protones. La constante Ka permite cuantificar esa tendencia.
- Bases fuertes y bases débiles
Las bases también pueden clasificarse según su grado de ionización o su capacidad para aceptar protones.
Base fuerte:
Es una base que se disocia casi completamente en agua.
Ejemplos:
- NaOH
- KOH
- LiOH
- Ca(OH)₂
Base débil:
Es una base que se ioniza parcialmente o acepta protones de forma limitada.
Ejemplos:
- NH₃
- NH₄OH
- Ácidos según la cantidad de protones donables
Algunos ácidos pueden donar uno o más protones.
Ácido monoprótico:
Dona un solo protón.
Ejemplo:
HCl → dona 1 H⁺
Ácido diprótico:
Puede donar dos protones.
Ejemplo:
H₂SO₄ → puede donar 2 H⁺
Ácido triprótico:
Puede donar tres protones.
Ejemplo:
H₃PO₄ → puede donar 3 H⁺
No todos los hidrógenos de una molécula son necesariamente ácidos. Por ejemplo, los hidrógenos del CH₄ no se liberan como protones en agua.
- Neutralización ácido-base
La neutralización es una reacción química que ocurre cuando un ácido reacciona con una base. Generalmente produce una sal y agua. Muchas neutralizaciones son exotérmicas, es decir, liberan calor.
Forma general:
ácido + base → sal + agua
Ejemplo:
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Interpretación:
- HCl es el ácido.
- NaOH es la base.
- NaCl es la sal.
- H₂O es el agua formada.
A nivel iónico:
H⁺ + OH⁻ → H₂O
O, de forma más precisa en agua:
H₃O⁺ + OH⁻ → 2H₂O
- Tipos generales de neutralización
Ácido fuerte + base fuerte:
Suele producir una sal neutra y agua si reaccionan en proporciones equivalentes.
Ejemplo:
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Ácido débil + base fuerte:
El resultado puede ser una solución ligeramente básica, dependiendo de la sal formada.
Ejemplo:
CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O
Ácido fuerte + base débil:
El resultado puede ser una solución ligeramente ácida.
Ejemplo:
HCl + NH₃ → NH₄Cl
Ácido débil + base débil:
El resultado depende de la fuerza relativa del ácido y de la base.
- Relación con el pH
Como ya se estudió el pH, se puede conectar así:
- Si predomina el ácido, el pH será menor que 7.
- Si predomina la base, el pH será mayor que 7.
- Si una neutralización fuerte-fuerte ocurre en proporciones equivalentes, el pH puede aproximarse a 7.
Importante:
Neutralización no siempre significa que el pH final sea exactamente 7. Depende de la fuerza del ácido, la fuerza de la base y las cantidades usadas.
- Importancia de los ácidos, bases y neutralización
Estos conceptos permiten comprender:
- antiácidos que neutralizan exceso de acidez estomacal;
- tratamiento de aguas;
- control del pH en piscinas;
- elaboración de productos de limpieza;
- conservación y fermentación de alimentos;
- fertilidad del suelo;
- análisis de laboratorio;
- fabricación de sales;
- procesos biológicos y metabólicos.
- Ideas clave
- Los ácidos tienen pH menor que 7.
- Las bases tienen pH mayor que 7.
- Arrhenius define ácidos y bases en agua.
- Brønsted-Lowry define ácidos como donadores de protones y bases como aceptores.
- El ion H⁺ en agua forma H₃O⁺.
- Una sustancia anfótera puede actuar como ácido o base.
- Ácidos y bases pueden ser fuertes o débiles.
- La neutralización produce generalmente sal y agua.
- Neutralizar no siempre significa obtener pH 7.
- Los ácidos y bases son esenciales en salud, ambiente, industria y vida diaria.
Mini resumen
Los ácidos y las bases se pueden explicar mediante distintas teorías. Para Arrhenius, los ácidos producen H⁺ en agua y las bases producen OH⁻. Para Brønsted-Lowry, los ácidos donan protones y las bases los aceptan. Cuando un ácido y una base reaccionan, ocurre una neutralización que produce generalmente una sal y agua, con transferencia de protones y cambios en el pH de la solución.
Simulación:
Trabajamos con el siguiente simulador para observar cómo se dan diferentes ejemplos de neutralización de ácidos y bases:
Consolidación:
A. Identifica si es ácido o base según Arrhenius
- HCl → produce H⁺ en agua.
- NaOH → produce OH⁻ en agua.
- KOH → produce OH⁻ en agua.
- HNO₃ → produce H⁺ en agua.
B. Identifica ácido, base y pares conjugados según Brønsted-Lowry
- HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻
Ácido: __________
Base: __________
Ácido conjugado: __________
Base conjugada: __________
- NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
Ácido: __________
Base: __________
Ácido conjugado: __________
Base conjugada: __________
C. Completa las neutralizaciones
- HCl + NaOH → __________ + __________
- HNO₃ + KOH → __________ + __________
- H₂SO₄ + 2NaOH → __________ + __________
- CH₃COOH + NaOH → __________ + __________
D. Responde brevemente
- ¿Cuál es la principal limitación de la teoría de Arrhenius?
- ¿Qué diferencia hay entre un ácido fuerte y un ácido débil?
- ¿Qué diferencia hay entre una base fuerte y una base débil?
- ¿Qué significa que una sustancia sea anfótera?
- ¿Por qué una neutralización no siempre termina con pH 7?
E. Aplicación
Lee el caso:
Una persona tiene acidez estomacal y toma un antiácido que contiene una base débil. Después de unos minutos, siente alivio.
Responde:
- ¿Qué sustancia del estómago se está neutralizando?
- ¿Qué tipo de reacción ocurre?
- ¿Qué productos generales se forman en una neutralización?
Sugerencia Rúbrica
RÚBRICA: Banco de ejercicios.
https://docs.google.com/spreadsheets/d/1AWYMzSl6BPYz6TqUBBPIPP3pYw_eSEPDg9uTExkgh7s/edit?gid=0#gid=0
NEE – Agregar el tipo de adaptaciones curriculares
Principio II: Pautas 6.1 – 6.3 – 6.4
Principio III: Pautas 7.1 – 8.1 – 9.1
ALUMNO 1: Constante monitoreo. Dar tiempo adicional para el desarrollo de la actividad y se reduce el número de ejercicios o se modifican los ejercicios con un nivel de dificultad reducido, de acuerdo con sus necesidades académicas.
ALUMNO 2: Constante monitoreo, Dar tiempo adicional para el desarrollo de la actividad y se reduce el número de ejercicios o se modifican los ejercicios con un nivel de dificultad reducido, de acuerdo con sus necesidades académicas.
ALUMNO 3: Constante monitoreo. Corroborar que el contenido entregado en clase haya sido comprendido por la estudiante mediante retroalimentación.