1.- ÁCIDOS Y BASES.
La acidez y la basicidad constituyen las propiedades características de los grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las ideas actuales sobre estos conceptos químicos consideran a los ácidos como dadores de protones (H+) y a las bases como las aceptadoras de protones.
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 investigación introduciremos los fundamentos de la química
de los ácidos y las bases.
Los Ácidos y bases, dos
tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos
tienen un sabor agrio, colorean de rojo el Papel Peachimetro (tinte rosa que se
obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales
desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean el papel Peachimetro
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:
Cuando en una solución la
concentración de iones hidrógeno (H+) es mayor que la de iones
hidróxilo (OH–), se dice que es ácida. En cambio, se
llama básica o alcalina a la solución cuya concentración de
iones hidrógeno es menor que la de iones hidróxilo.
Una solución es neutra cuando su
concentración de iones hidrógeno es igual a la de iones hidróxilo. El agua pura
es neutra porque en ella [H+] = [OH–]. (Ver:
Ionización del agua)
La primera definición de ácido y base
fue acuñada en la década de 1880 por Savane Arrhenius quien los
define como sustancias que pueden donar protones (H+) o iones hidróxido (OH-),
respectivamente. Esta definición es por supuesto incompleta, pues existen
moléculas como el amoniaco (NH3) que carecen del grupo OH- y poseen
características básicas.
Una definición más general fue
propuesta en 1923 por Johannes Brönsted y Thomas
Lowry quienes enunciaron que una sustancia ácida es aquella que puede
donar H+, exactamente igual a la definición de Arrhenius; pero a
diferencia de éste, definieron a una base como una sustancia que puede aceptar
protones.
Una definición más general sobre
ácidos y bases fue propuesta por Gilbert Lewis quien describió que un
ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es
aquella que puede donar ese par.
Los ácidos y bases son dos tipos de
sustancias que de una manera sencilla se pueden caracterizar por las
propiedades que manifiestan de la siguiente manera.
Los ácidos:
* Tienen un sabor ácido
* Dan un color característico a los
indicadores (ver más abajo)
* Reaccionan con los metales liberando
hidrógeno
* Reaccionan con las bases en proceso
denominado neutralización en el que ambos pierden sus características.
Las bases:
* Tienen un sabor amargo
* Dan un color característico a los
indicadores (distinto al de los ácidos)
* Tienen un tacto jabonoso.
NOTA
DE SEGURIDAD
NO PRUEBES ningún ácido o base a
no ser que tengas la absoluta certeza de que es inocuo. Algunos ácidos pueden
producir quemaduras muy graves.
Es peligroso incluso comprobar el tacto jabonoso de algunas bases. Pueden producir quemaduras.
ALGUNAS CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDO Y BASES.
El ácido sulfúrico en la batería de
los autos.
El ácido acético en el vinagre.
El ácido cítrico en las naranjas,
limones.
El ácido tartárico en las frutas.
El ácido malico en las frutas y
verduras.
El ácido clorhídrico en el estomago.
El hidróxido de sodio en los destapa desagües.
El ácido fosfórico igual, para
destapar desagües.
EL hidróxido de aluminio para antiácido
El hidróxido de magnesio como antiácido
El carbonato de sodio como antiacido.
¿Qué es el pH?
Los químicos usan el pH para indicar
de forma precisa la acidez o basicidad de una sustancia. Normalmente oscila
entre los valores de 0 (más ácido) y 14 (más básico). En la tabla siguiente
aparece el valor del pH para algunas sustancias comunes.
TABLA PARA DESCRIBIR LOS INTERVALOS DE pH.
No.
|
ACIDEZ, NEUTRO O ALCALINIDAD
(BASICIDAD)
|
pH.
|
|||
1
|
EXCESIVAMENTE
|
0
|
-
|
3.9
|
|
2
|
FUERTEMENTE
|
4
|
-
|
4.9
|
|
3
|
MODERADAMENTE
|
5
|
-
|
5.9
|
|
4
|
LIGERAMENTE
|
6
|
-
|
6.4
|
|
5
|
NEUTRO
|
6.5
|
-
|
7.5
|
|
6
|
LIGERAMENTE ALCALINO
|
7.6
|
-
|
8.9
|
|
7
|
MODERADAMENTE ALCALINO
|
9
|
-
|
9.9
|
|
8
|
FUERTEMENTE ALCALINO
|
10
|
-
|
11.9
|
|
9
|
EXCESIVAMENTE ALCALINO
|
12
|
-
|
14
|
|
pH que presentan algunas
sustancias corrientes
|
|||
sustancia
|
pH
|
Sustancia
|
pH
|
jugos gástricos
|
2,0
|
amoníaco casero
|
11,5
|
limones
|
2,3
|
leche de magnesia
|
10,5
|
vinagre
|
2,9
|
pasta de dientes
|
9,9
|
refrescos
|
3,0
|
disolución saturada
de bicarbonato sódico |
8,4
|
vino
|
3,5
|
agua de mar
|
8,0
|
naranjas
|
3,5
|
huevos frescos
|
7,8
|
tomates
|
4,2
|
sangre humana
|
7,4
|
lluvia ácida
|
5,6
|
saliva (al comer)
|
7,2
|
orina humana
|
6,0
|
agua pura
|
7,0
|
leche de vaca
|
6,4
|
saliva (reposo)
|
6,6
|
¿Qué es un
indicador?
Los indicadores son colorantes orgánicos, que cambian de
color según estén en presencia de una sustancia ácida, o básica.
Indicadores de pH.
Para medir el pH de una disolución
podemos emplear dos métodos, en función de la precisión con que queramos
hacer la medida:
pH-Metro Digital.
El pH-metro (Figura de la derecha)
realiza la medida del pH por unmétodo potenciométrico. Este método se basa en
el hecho de que entre dos disoluciones con distinta [H+] se establece una
diferencia de potencial. Esta diferencia de potencial determina que cuando las
dos disoluciones se ponen en contacto se produzca un flujo de H+, o en otras
palabras, una corriente eléctrica. En la práctica, la medida del pH es relativa,
ya que no se determina directamente la concentración de H+, sino que se
compara el pH de una muestra con el de una disolución patrón de pH conocido.
Para ello se utiliza un electrodo
de pH (ver tabla inferior). Cuando el electrodo entra en contacto con la
disolución se establece un potencial a través de la membrana de vidrio que
recubre el electrodo. Este potencial varía según el pH. Para determinar el
valor del pH se necesita un electrodo de referencia, cuyo potencial no
varía.
1.2.- MODELO DE ÁCIDOS Y BASES.
En un principio, la clasificación de
las sustancias como ácidos o bases se basó en la observación de una serie de
propiedades comunes que presentaban sus disoluciones acuosas. Así, por ejemplo,
el sabor agrio de ciertas sustancias fue lo que sugirió su primitiva
clasificación como ácidos (del latín acidus, agrio).
Las bases antiguamente se llamaban álcalis (del árabe al kali, cenizas de planta), nombre que todavía se usa algunas veces, así como sus derivados, para indicar bases o propiedades básicas. Este nombre se debe a que una de las bases más utilizadas, la sosa o carbonato de sodio, se obtenía de las cenizas de ciertas plantas.
Las bases antiguamente se llamaban álcalis (del árabe al kali, cenizas de planta), nombre que todavía se usa algunas veces, así como sus derivados, para indicar bases o propiedades básicas. Este nombre se debe a que una de las bases más utilizadas, la sosa o carbonato de sodio, se obtenía de las cenizas de ciertas plantas.
En 1663, Boyle estableció una serie de propiedades experimentales comunes a todos los ácidos, que más tarde se completaron con las bases, que se recogen en la tabla siguiente.
ÁCIDOS
|
BASES
|
|
Sabor
|
Ácido
|
Amargo
|
Sensación a la piel
|
Punzante o picante
|
Suaves al tacto
|
Colorantes vegetales (tornasol)
|
Rojo
|
Azul
|
Reactividad
|
Corrosivos
Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo hidrógeno En disolución conducen la corriente eléctrica |
Corrosivos
Disuelven grasas. Al tratar grasas animales con álcalis se obtiene el jabón Precipitan sustancias disueltas por ácidos En disolución conducen la corriente eléctrica |
Neutralización
|
Pierden sus propiedades al reaccionar con bases
|
Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos
|
Observa que la tabla anterior no da
ninguna razón sobre esos comportamientos, dejando sin responder preguntas como:
¿Qué es lo que determina el comportamiento de un ácido o una base? ¿Cuáles son
las características comunes, basadas en su constitución a escala de partículas,
que explican sus propiedades?
La
reacción de neutralización
Con la teoría de Arrhenius se
comprende fácilmente la capacidad de los ácidos y bases de neutralizar sus
propiedades características entre sí, lo que se llama reacción de
neutralización. El proceso debe suponer la desaparición de los iones
característicos, H+y OH- , que se combinan para dar moléculas de agua.
Así, por ejemplo, cuando se mezcla una disolución acuosa de ácido clorhídrico
con otra de hidróxido de sodio, la reacción de neutralización puede escribirse
en la forma:
Cl-(aq) + H+(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) →
H2O + Cl-(aq) + Na+(aq)
Los iones Cl-(aq) y Na+(aq)
prácticamente no han sufrido ninguna modificación: estos iones se encuentran
igual que cuando se disuelve NaCl en agua y se suelen llamar iones
espectadores. Por esa razón puede decirse que en la neutralización reaccionan
un ácido y una base para dar sal y agua, por lo que la reacción de
neutralización puede escribirse en la forma iónica neta:
H+(aq) + OH-(aq) → H2O
La reacción está muy desplazada hacia
la derecha, es decir, la neutralización es prácticamente total. Además,
justifica que la neutralización sea independiente del ácido y la base que
reaccionan.
Limitaciones de la teoría de Arrhenius
La teoría de Arrhenius sólo es valida
para disoluciones acuosas (no se puede utilizar para disolventes distintos del
agua), las bases deben tener OH en su molécula (esta teoría no puede explicar
el carácter básico de sustancias como el NH3 o el Na2CO3) y los ácidos
deben tener H en su molécula y al disociarse en agua dar H+ (los iones
hidrógeno o protones, debido a su pequeñísimo radio, 10-13 cm, no existen
como tales en disoluciones acuosas, sino que están fuertemente hidratados,
originando iones hidronio, H3O+).
Ya has visto que el protón no existe
libre en disolución acuosa, y por lo tanto es incorrecto representar la
disociación de un ácido mediante la reacción: HA → H+ + A-. A partir de
ahora designarás al protón en disolución acuosa como H3O+ (aq). Así pues,
hay que escribir:
HA + H2O → H3O+ (aq) + A-(aq)
Esta reacción puede interpretarse como
una transferencia de un protón H+ del ácido al agua.
Teoría de Brönsted-
Lowry
En 1923, Brönsted y Lowry consideraron
todas las reacciones ácido-base desde este punto de vista. Formularon de forma
simultánea e independiente una nueva definición de ácidos y bases, más general
que la de Arrhenius y que puede aplicarse a disolventes no acuosos.
Ejemplos de ácidos de Brönsted y Lowry
|
Ejemplos de Bases de Brönsted y Lowry
|
|
Moleculares
|
HCl + H2O ↔ H3O+ (aq) + Cl-(aq)
H2SO4 + H2O ↔ H3O+ (aq) + HSO4-(aq)
|
NaOH + H2O ↔ Na+ (aq) + OH-(aq)
NH3 + H2O ↔ NH4+ (aq) + OH-(aq)
|
Aniones
|
HSO4-(aq) + H2O
↔ H3O+ (aq) + SO42-(aq)
HCO3-(aq) + H2O
↔ H3O+ (aq) + CO32-(aq)
|
HSO4-(aq) + H3O+ (aq) ↔ H2SO4 + H2O
CO32-(aq) + H2O
↔ HCO3-(aq) + OH-(aq)
|
En general
|
HA + H2O ↔ H3O+ (aq) + A-(aq)
|
B + H2O ↔ B+ (aq) + OH-(aq)
|
Debes tener presente que sólo se puede hablar de ácido si hay una base
y viceversa.
En la teoría de Brönsted y Lowry las sustancias consideradas ácidas en
la teoría de Arrhenius continuan siendo ácidas, pero se hace evidente que para
que el ácido se manifieste es necesaria la presencia de una base. Amplía el
concepto de ácidos a partículas cargadas: HS-, HSO4-, H2PO4- y NH4+ entre
otros, pero presenta notables diferencias en el concepto de bases, ya que
incluye moléculas neutras e iones, tales como amoniaco, aminas, ión carbonato,
ión sulfuro, ión bicarbonato o ión bisulfuro, cuyo comportamiento como bases
era difícil de explicar en la teoría de Arrhenius.
Además, permite considerar reacciones ácido-base que no transcurren en
medio acuoso y en las que no intervienen iones H3O+ (aq) y OH-(aq), como
es el caso de NH4+ + NH2- ↔ NH3 + NH3. A partir de ahora
solamente vas a trabajar con disoluciones acuosas.
Esta teoría comprende prácticamente todas las sustancias que se
comportan como bases, pero limita el concepto de ácido a las sustancias que
contienen hidrógeno. En cambio, existen muchas sustancias que no contienen
hidrógeno, por lo que no pueden ceder protones, y, sin embargo, se comportan
experimentalmente como ácidos: SO3, SO2, CO2, BF3, AlCl3, Ag+, Al3+, etc.
Teoría de Lewis
Todavía es posible ampliar más el concepto de ácido y de base, de modo
que incluya reacciones que trancurran sin transferencia de protones.
Al estudiar Lewis la distribución de los electrones en la
moléculas de los ácidos y las bases, se dio cuenta de que la reacción de
neutralización requería la formación de un enlace covalente coordinado. En la
reacción de neutralización H3O+ + OH- ↔ H2O + H2O la base OH- es
un dador de electrones y el ácido H3O+ un aceptor de electrones.
Así pues, de acuerdo con la teoría de Lewis, un ácido es toda
sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base una sustancia que
puede ceder un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado.
Comparación de teorías
En esta tabla tienes un resumen de las distintas teorías ácido-base:
Arrhenius
|
Brönsted - Lowry
|
Lewis
|
|
Teoría
|
Teoría de la disociación o ionización en agua
|
Teoría protónica
|
Teoría electrónica
|
Definición de ácido
|
Dar iones H+ en agua
|
Dador de protones
|
Aceptor par de electrones
|
Definición de base
|
Dar iones OH- en agua
|
Aceptor de protones
|
Dador par de electrones
|
Reacción ácido base
|
Formación de agua
|
Transferencia protónica
|
Formación de un enlace covalente coordinado
|
Ecuación
|
H+ + OH- → H2O
|
AH + B → A- + BH+
|
A + :B→ A:B
|
Limitaciones
|
Aplicable únicamente a disoluciones acuosas. Los ácidos deben tener H
y las bases OH
|
Aplicable únicamente a reacciones de transferencia de protones. Los
ácidos deben tener H
|
Teoría general
|
La teoría más útil para las reacciones más habituales es la de
Brönsted-Lowry, que es la que vas a utilizar de ahora en adelante.
1.3.- TU DECIDES: ¿COMO CONTROLAR LOS EFECTOS DEL CONSUMO FRECUENTE DE LOS "ALIMENTOS ÁCIDOS"?
¿COMO
CONTROLAR LOS EFECTOS DEL CONSUMO FRECUENTE DE LOS ALIMENTOS ÁCIDOS?
El estomago secreta ácido clorhídrico (HCI)y enzimas, como la pepsina.
Cuando comemos en exceso, el organismo tiene que producir mayor cantidad de ácido clorhídrico para digerir el alimento ingerido y es precisamente el exceso de este ácido lo que produce los molestos síntomas de la acidez estomacal, también conocida como la indigestión ácida.
Los antojitos pueden provocar acidez tanto por las salsas que los acompañan , como por su alto contenido en grasa.
Primero dejar de consumirlos o podemos controlarlos ingiriendo alimentos alcalinos para neutralizar los ácidos por ejemplo:
* Frutas
* Verduras
* Papa
* Miel
* Cereales (Mijo, arroz integral,
maíz.)
* Almendras, castañas de cajú, sésamo
* Aceitunas negras
* Aceites vegetales de oliva, maíz,
girasol.
* Porotos de soja y aduki
* Leche
¿CUALES
SON LOS ALIMENTOS QUE CAUSAN ACIDEZ?
Generalmente los alimentos no causan acidez estomacal, pero pueden agravar su padecimiento y causar síntomas. Ciertos alimentos pueden causar síntomas al relajar la parte inferior del esfínter esofágico, que permite que los jugos digestivos regresen al esófago, de tal modo que lo irritan, estimulando el exceso de la producción de ácido en el estómago o una combinación de estos factores.
Los alimentos que más comúnmente causan síntomas de acidez estomacal incluyen:
* Alimentos ácidos, tales como:
* Alimentos cítricos: naranjas,
toronjas y sus jugos
* Tomates y productos de tomate
* Alimentos grasosos o aceitosos,
tales como:
* Productos lácteos de leche entera,
incluyendo crema
* Chocolates
* Alimentos fritos
* Alimentos picantes
* Nueces
* Alcohol
* Bebidas con cafeína
Tenga cuidado de no comer en exceso y no se acueste justo después de comer.
Ambas acciones pueden causar síntomas
de acidez estomacal. Dele tiempo a su cuerpo para digerir la comida.
¿QUE ALIMENTOS CONTARESTAN LA ACIDEZ?
La acidez estomacal es una dolencia muy típica en muchas personas. Para aliviarla, se puede recurrir a distintos medicamentos aunque también es posible optar por algunas soluciones caseras.
Este ardor que se siente en la boca del estómago puede aliviarse ingiriendo algunos alimentos que ayudan a contrarrestar la sensación.
Entre
otras cosas es posible:
* Comer una manzana.
* Tomar dos cucharadas de leche
entera.
* Comer platos a base de maíz, un
alimento ideal para evitar problemas digestivos.
* Controlar la ingesta de café,
alcohol, grasas y sustancias que estimulen la producción de ácido en el
estómago.
* Acostarse dos horas después de haber
cenado, no antes.
* Hervir dos o tres ramas de perejil
en agua. Dejar reposar durante 10 minutos y colarla. Tomar templada.
¿CONSECUENCIAS
QUE CAUSAN LOS ALIMENTOS ÁCIDOS EN NUESTRO ORGANISMO?
Los
desequilibrios del pH se deben a diferentes motivos:
* Hábitos alimentarios que determinan una dieta con exceso de ácidos y déficit
de alimentos alcalinos frente a los ácidos.
* Inadecuada transformación y
neutralización de los ácidos debido a carencias en el organismo de substancias
neutralizantes, sales, y oligoelementos necesarios para las adecuadas
reacciones enzimáticas del organismo.
* Produce acidosis: la fatiga, el
exceso de actividad física y tensión muscular.
* La sub-oxigenación de los tejidos
dificultan la eliminación de los ácidos. Las posibles.
* causas son: el sedentarismo, aire
contaminado, mala respiración por motivos funcionales o por enfermedad.
* Problemas digestivos y dificultades
en el funcionamiento de los riñones, hígado y páncreas.
* Procesos infecciosos.
* Factores hereditarios y genéticos.
El
excedente de ácidos en el cuerpo se puede presentar:
* Agresión por ácido: Los ácidos provocan inflamaciones al irritar los tejidos.
Por ejemplo, se observa en la piel reseca, enrojecida, sensible, también de
forma general autointoxicación progresiva del organismo.
* Desmineralización: Ante una agresión
de ácidos, el organismo obtiene de los tejidos los elementos minerales
indispensables para su protección. Si esto es repetitivo se puede llegar a una
desmineralización del cuerpo.
* Formación de depósitos: El exceso de
mineral obtenido de los tejidos del cuerpo sobrecarga órganos y puede originar
formación de depósitos, esto puede estimular la formación de cálculos
(biliares, urinarios o salivares) o el endurecimiento patológico de los
órganos, por ej. Articulaciones, sordera.
* Por debajo de 5,5 se puede producir
precipitación de ácido úrico que puede producir cálculos.
ENFERMEDADES CAUSADAS POR EL EXCESO DE CONSUMO DE ALIMENTOS ÁCIDOS.
Las enfermedades causadas por estos
compuestos son:
La Gastritis, La Pancreatitis, y las
Ulceras estomacales que viene siendo algo similar a la Gastritis; pero también en esta categoría se pueden englobar la Agrugas y el Hígado Graso.
Éstas enfermedades son causadas por la ingesta de alimentos en los que se presentan diversos tipos de ácidos, o bien por los ácidos que segrega el estomago (ácido clorhídrico). Bien, estos ácidos se acumulan en el estomago provocando ardor, para esto químicamente se utilizan compuestos para llevar a cabo una reacción de neutralizacion, donde uno detiene el efecto del otro. Para neutralizar a los ácidos utilizamos las bases o Hidróxidos generalmente estos compuestos son utilizados en los antiacidos (medicinas).
Las medicinas neutralizadoras
son: la Ranitidina, el Genoprazol y La leche de magnesia (que es Hidróxido de Magnesio). También el Pepto-Bismol.
Las reacciones de oxidación-reducción
(redox) implican la transferencia de electrones entre especies químicas. Se
llaman también reacciones de transferencia de electrones ya que la
partícula que se intercambia es el electrón.
En una reacción de oxidación-reducción
tienen lugar dos procesos simultáneos, la oxidación y la reducción.
Ejemplo: El aluminio reacciona con el
oxígeno para formar óxido de aluminio,
4 Al + 3 O2 →
2 Al2O3
En el transcurso de esta reacción,
cada átomo de aluminio pierde tres electrones para formar un ión Al3+Al → Al3+ +
3 e-
Y cada molécula de O2 gana cuatro
electrones para formar dos iones O2-O2 + 4 e- →
2 O2-
Como los electrones ni se crean ni se
destruyen en las reacciones químicas, la oxidación y la reducción son
inseparables.
El aluminio cede electrones y el
oxígeno los gana. El aluminio actúa como agente reductor, se oxida (su
número de oxidación pasa de 0 a +3) cediendo tres electrones, mientras que el
oxígeno actúa como agente oxidante, se reduce (su número de oxidación pasa
de 0 a -2) ganando dos electrones.
OXIDACIÓNLa oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo
tiempo, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el Sodio metálico (con
número de oxidación cero), se puede convertir en el ion sodio (con carga de 1+)
por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente:
Na(0) ---> Na (1+) + 1e-
Na(0) ---> Na (1+) + 1e-
En resumen:
Oxidación
= Pérdida de electrones = Aumento del número de oxidación.
REDUCCIÓN
La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y simultáneamente
disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con número de
oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación y carga
de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente:
1e- + Cl (0) ----> Cl (1-)
En resumen:
Reducción
= Ganancia de electrones = Disminución del número de oxidación.
Para más facilidad se puede construir una escala numérica del número de
oxidación y seguir el cambio electrónico del proceso redox por el aumento o
disminución del número de oxidación:
oxidación y seguir el cambio electrónico del proceso redox por el aumento o
disminución del número de oxidación:
Oxidación
<----- reducción (disminución no
oxidación)<-----
-3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4
----->à oxidación à (aumento no
oxidación)------->
Reacciones
ácido-base
Una reacción ácido-base es una reacción de doble desplazamiento que se produce entre un ácido y una base. En ellas se transfieren protones, es decir, iones H+.
Esta definición fue generalizada por
Brönsted y Lowry en 1923, siendo un ácido toda especie química que tiene
tendencia a donar iones H+ y una base la que tiene tendencia a
aceptar iones H+. Es decir, los ácidos ceden protones y las bases
los aceptan.
Cuando un ácido y una base reaccionan
en disolución acuosa en las proporciones estequiométricas, pierden sus
propiedades. A esta reacción se le denomina reacción de neutralización.
Considera el ácido clorhídrico, HCl, y
el hidróxido de sodio, NaOH, en disolución acuosa. Están disociados y en la
disolución existen sus iones, Cl-, H+, Na+ y OH-.
Los iones H+ y OH- forman
agua y, por tanto, la ecuación química que representa el proceso es:
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O
Para medir la acidez de una disolución
acuosa se utiliza una escala logarítmica llamada escala de pH. Si la disolución
tiene un pH inferior a 7 es ácida y si es superior a 7 es básica. El 7
corresponde al pH neutro, que es el que tiene el agua pura.
.jpg)
2.1.- LA OXIDACIÓN, UN TIPO DE CAMBIO QUÍMICO.
LA OXIDACIÓN UN TIPO DE CAMBIO
La oxidación, es la reacción química a partir de la cual un átomo, ión o molécula cede electrones; entonces se dice que aumenta su estado de oxidación. Si bien esta explicación es suficiente en términos prácticos, no es del todo correcta ya que si bien la transferencia de electrones siempre va a ocasionar un cambio en el estado de oxidación, también se puede dar este cambio sin que ocurra una transferencia de electrones.
El nombre de la reacción química, "oxidación", se deriva del hecho que en la mayoría de los casos, la transferencia de electrones se lleva a cabo adquiriendo átomos de oxígeno, pero es importante recalcar que también se da la oxidación sin involucrar el intercambio de oxígeno. En términos simples, durante la reacción una sustancia cede electrones y otra los gana (reducción), por lo que es más conveniente el término "redox" para referirnos al proceso - Redox es una abreviación de "reducción/oxidación", y se refiera a todas aquellas reacciones químicas en donde átomos cambian su estado de oxidación.
Siempre que ocurre una oxidación hay liberación de energía. Esta energía puede ser liberada de manera lenta, como es el caso de la oxidación o corrosión de los metales, o bien, puede ser liberada de forma muy rápida y explosiva como es el caso de la combustión.
La oxidación está presente en todos lados y ocurre en lugares que no imaginamos. Existen varios tipos de oxidación, como la combustión, y algunas de ellas, como podremos ver, ocurren dentro de nuestro organismo.
La respiración, uno de los tipos de oxidación, es el proceso fisiológico por medio del cual las plantas intercambian dióxido de carbono (CO2) por oxígeno (O2). Mediante este importante proceso la planta es capaz de realizar la fotosíntesis.
Por otra parte, dentro de los tipos de oxidación, nos encontramos con la fermentación. La fermentación es un proceso catabólico de oxidación del que se obtiene, como producto final, un compuesto orgánico. Este compuesto final es el que dictará de qué tipo de fermentación se trata. Esta puede ser, láctica, alcohólica, butírica, acética o de la glicerina.
2.2.- LAS REACCIONES REDOX.
3.- PROYECTOS: AHORA TU EXPLORA, EXPERIMENTA Y ACTÚA.
3.1.- ¿PUEDES DEJAR DE UTILIZAR LOS DERIVADOS DEL PETROLEO Y SUSTITUIRLOS POR OTROS COMPUESTOS?
3.2.- ¿COMO EVITAR LA CORROSIÓN?