1. Trabajo de:
Química- PH
Presentado por :
Paula Andrea Agudelo Villarreal
Gloria stefani Gutiérrez muñoz
Cristian Andrés Barreto molina
Grado: 11-2
Institución educativa técnica fe y alegría
Ibagué -Tolima

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 PH
 POH
 ACIDO
 BASE
 ACIDES
 BASICIDAD
 ACIDO FUERTE
 ACIDO DEBIL
 BASE FUERTE
 BASE DEBIL
 HIDROGENION
 HIDROXIDOS
 INDICADOR – ACIDO / BASE
 PH METRO
 ALIMENTO
 NUTRIENTES

3. PH
Es el logaritmo negativo de la concentración
molar mas exactamente de la actividad molar
de los iones hidrógeno.
Se representa así:
pH = - log· [H + ]

4. Nivel de pH en las comidas y en
nuestro cuerpo
Toda solución es acida o alcalina, tanto en el cuerpo humano como
fuera de el. La sangre, los fluidos estomacales el vino, el café, etc.
tienen un determinado pH.
Un pH por debajo de 7 es considerado acido y por encima de 7 se
considera alcalino. El pH del estomago es 1, el del vino es 3.5, la
sangre de las venas 7.35, el agua de mar 8.5, etc.

5. PH en nuestro cuerpo
 El pH ideal del cuerpo humano debe ser ligeramente alcalino,
oscilar entre el 7.35 y el 7.45.

6. pOH
así como la acidez se mide en términos de pH, la basicidad se
mide en términos de pOH. El pOH se define como el logaritmo
negativo de la concentración de iones OH-. También se define
como el logaritmo del inverso de la concentración de iones
hidroxilo
PH + pOH=14
Como los valores de hidronio e hidroxilo están relacionados para
mantener el valor constante de KW en 10-14, los valores de pH y pOH
también se relacionan, de modo que la suma de ambos sea igual a 14.

7. acido
Un ácido es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto
químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con
una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es,
un pH menor que 7. la definición moderna de Johannes Nicolaus
Brønsted y Martin Lowry, quienes definieron independientemente un
ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro
compuesto (denominado base). Los sistemas ácido/base se diferencian
de las reacciones redox en que, en estas últimas hay un cambio en
el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos,
líquidos o gases, dependiendo de la temperatura. También pueden
existir como sustancias puras o en solución.

8. *Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja y
el limón.
*Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de
metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
*Son corrosivos.
*Producen quemaduras de la piel.
*Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
*Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
*Reaccionan con bases para formar una sal más agua.
*Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.

9. El químico sueco Svante Arrhenius fue el primero en atribuir las
propiedades de acidez al hidrógeno en 1884. Un ácido de
Arrhenius es una sustancia que aumenta la concentración
de catión hidronio, H3O+, cuando se disuelve en agua. Esta
definición parte del equilibrio de disociación del agua en hidronio
e hidróxido:
H2O(l) + H2O (l) H3O+(ac) + OH-(ac)
En agua pura, la mayoría de moléculas existen como H2O, pero un
número pequeño de moléculas están constantemente
disociándose y reasociándose. El agua pura es neutra con
respecto a la acidez o basicidad, debido a que la concentración
de iones hidróxido es siempre igual a la concentración de iones
hidronio. Una base de Arrhenius es una molécula que aumenta la
concentración del ion hidróxido cuando está disuelta en agua.
En química se escribe con frecuencia H+(ac) significando ion
hidrógeno o protón al describir reacciones ácido-base, pero no
hay evidencia suficiente de que exista en disolución acuosa el
núcleo de hidrógeno libre; sí está probada la existencia del
ion hidronio, H3O+ e incluso de especies de mayor nuclearidad.
Los compuestos que no tienen hidrógeno en su estructura no
son considerados ácidos de Arrhenius. Tampoco son bases de
Arrhenius los compuestos que no tienen OH en su estructura.

10. En 1923, los químicos Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry
reconocieron independientemente que las reacciones ácido-base involucran la
transferencia de un protón. Un ácido de Brønsted-Lowry es una especie
que dona un protón a una base de Brønsted-Lowry. La teoría ácido-base de
Brønsted-Lowry tiene varias ventajas sobre la teoría de Arrhenius. Considere
las siguientes reacciones del ácido acético (CH3COOH), el ácido orgánico que
le da al vinagre su sabor característico:

11. Ambas teorías describen fácilmente la primera reacción: el CH3COOH actúa como
un ácido de Arrhenius porque actúa como fuente de H3O+ cuando está disuelto en
agua, y actúa como un ácido de Brønsted al donar un protón al agua. En el
segundo ejemplo, el CH3COOH sufre la misma transformación, donando un protón
al amoníaco (NH3), pero no puede ser descrito usando la definición de Arrhenius de
un ácido, porque la reacción no produce cationes hidronio. La teoría de Brønsted-
Lowry también puede ser usada para describir compuestos moleculares, mientras
que los ácidos de Arrhenius deben ser compuestos iónicos. El cloruro de
hidrógeno (HCl) y amoníaco se combinan bajo varias condiciones diferentes para
formar cloruro de amonio, NH4Cl. En solución acuosa, el HCl se comporta
como ácido clorhídrico y existe como cationes hidronio y aniones cloruro. Las
siguientes reacciones ilustran las limitaciones de la definición de Arrhenius:
1.) H3O+(ac) + Cl-(ac) + NH3 → Cl-(ac) + NH+4(aq)
2.) HCl(benceno) + NH3(benceno) → NH4Cl(s)
3.) HCl(g) + NH3(g) → NH4Cl(s)
Como con las reacciones del ácido acético, ambas definiciones trabajan para el
primer ejemplo, donde el agua es el solvente y se forma ion hidronio. Las
siguientes dos reacciones no involucran la formación de iones, pero pueden ser
vistas como reacciones de transferencia de protones. En la segunda reacción, el
cloruro de hidrógeno y el amoníaco reaccionan para formar cloruro de amonio
sólido en un solvente benceno, y en la tercera, HCl gaseoso y NH3 se combinan
para formar el sólido.

12. Un tercer concepto fue propuesto por Gilbert N. Lewis, el cual incluye
reacciones con características ácido-base que no involucran una
transferencia de protón. Un ácido de Lewis es una especie que
acepta un par de electrones de otra especie; en otras palabras, es un
aceptor de par de electrones. Las reacciones ácido-base de Brønsted
son reacciones de transferencia de protones, mientras que las
reacciones ácido-base de Lewis son transferencias de pares de
electrones. Todos los ácidos de Brønsted son también ácidos de
Lewis, pero no todos los ácidos de Lewis son ácidos de Brønsted. Las
siguientes reacciones podrían ser descritas en términos de química
ácido-base.

13. En la primera reacción, un anión fluoruro, F-, cede un par
electrónico al trifluoruro de boro para formar el producto tetrafluoroborato.
El fluoruro "pierde" un par de electrones de valencia debido a que los
electrones compartidos en el enlace B-F están ubicados en la región de
espacio entre los dos núcleos atómicos y, en consecuencia, están más
distantes del núcleo del fluoruro que en el anión fluoruro solitario. BF3 es
un ácido de Lewis porque acepta el par de electrones del fluoruro. Esta
reacción no puede ser descrita en términos de la teoría de
Brønsted, debido a que no hay transferencia de protones. La segunda
reacción puede ser descrita por cualquiera de las dos últimas teorías. Un
protón es transferido desde un ácido de Brønsted no especificado hacia el
amoníaco, una base de Brønsted; alternativamente, el amoníaco actúa
como una base de Lewis y transfiere un par libre de electrones para
formar un enlace con un ion hidrógeno.
La especie que gana el par de electrones es el ácido de Lewis; por ejemplo, el
átomo de oxígeno en H3O+gana un par de electrones cuando uno de los
enlaces H-O se rompe, y los electrones compartidos en el enlace se
localizan en el oxígeno. Dependiendo del contexto, los ácidos de Lewis
también pueden ser descritos como agentes reductores o como electrófilo.
La definición de Brønsted-Lowry es la definición más ampliamente usada;
salvo que se especifique de otra manera, se asume que las reacciones
ácido-base involucran la transferencia de un catión hidrón (H+) de un
ácido a una base.

14. SEGÚN BRONSTED Y LOWRY:
una base es aquella sustancia capaz de aceptar un protón (H+ ejemplo, el
KOH al disociarse en disolución da iones OH−, que son los que actúan
como base al poder aceptar un protón. Esta teoría también se puede
aplicar en disolventes no acuosos.
SEGÙN LEWIS:
una base es aquella sustancia que puede donar un par de electrones. El ion
OH−, al igual que otros iones o moléculas como el NH3, H2O, etc., tienen
un par de electrones no enlazantes, por lo que son bases. Todas las
bases según la teoría de Arrhenius o la de Brønsted y Lowry son a su
vez bases de Lewis.
 Ejemplos de bases de Arrhenius: NaOH, KOH, Al(OH)3.
 Ejemplos de bases de Brønsted y Lowry: NH3, S2−, HS−.

15. *Poseen un sabor amargo característico.
*Sus disoluciones conducen la corriente eléctrica.
*Azulean el papel de tornasol.
*Reaccionan con los ácidos (neutralizándolos).
*La mayoría son irritantes para la piel.
*Tienen un tacto jabonoso.
*Se pueden disolver.
*Sus átomos se rompen con facilidad.
*Son inflamables.

16. Una base fuerte es la que se disocia completamente en el agua,
es decir, aporta el máximo número de iones OH−. El
hidróxido potásico es un ejemplo de una base fuerte.
Una base débil también aporta iones OH− al medio, pero está en
equilibrio el número de moléculas disociadas con las que no
lo están.
En este caso, el hidróxido de aluminio está
en equilibrio (descomponiéndose y formándose) con los
iones que genera.

17. Una base se forma cuando un óxido de
un metal reacciona con agua:
MgO+H2O=Mg(OH)2
igual es:
AL2O3+3H2O=2AL(OH)3

18. Para crear una base usando diversas nomenclaturas para ellas tomadas a
partir de los nombres de los elementos y juntándolos con un ion
hidroxilo (OH), tomando el número de valencia del elemento y
combinarlos (cambiándolos de posición) como se muestra en la tabla:
FORMUL TRADICI STOCK IUPAC
A ONAL
Cu(OH) Hidróxido Hidróxido Monohidr
cuproso de cobre óxido de
(I) cobre
Cu(OH)2 Hidróxido Hidróxido Dihidróxid
cúprico de cobre o de
(II) cobre
Cuando un elemento tiene más de dos valencias no se le pone
nomenclatura tradicional. Al usar la menor valencia, el elemento termina
en oso y cuando se usa la mayor termina en ico. En la
nomenclatura IUPAC se le va a dar una conformación de prefijos al
elemento según su valencia usada (Mono, Di, Tri, Tetra, Penta, Hexa, etc)
junto con la terminación -hidroxi u -oxidrilo que es el ion OH con carga −1.

19. La escala más común para cuantificar la acidez o la basicidad es
el pH, que sólo es aplicable para disolución acuosa. Sin
embargo, fuera de disoluciones acuosas también es posible
determinar y cuantificar la acidez de diferentes sustancias.
En alimentos el grado de acidez indica el contenido
en ácidos libres. Se determina mediante una valoración
(volumetría) con un reactivo básico. El resultado se expresa
como el % del ácido predominante en el material. Ej: En
aceites es el % en ácido oléico, en zumo de frutas es el %
en ácido cítrico, en leche es el % en ácido láctico.

20. La basicidad o alcalinidad es la capacidad acido neutralizante de
una sustancia química en solución acuosa. Esta alcalinidad de
una sustancia se expresa en equivalentes de base por litro o en
su equivalente decarbonato cálcico.
Debido a que la alcalinidad de la mayoría de las aguas naturales
está compuesta casi íntegramente de iones de bicarbonato y
de carbonato, las determinaciones de alcalinidad pueden dar
estimaciones exactas de las concentraciones de estos iones.
La alcalinidad es la medida de la capacidad tampón de una
disolución acuosa, o lo que es lo mismo, la capacidad de ésta
para mantener su pH estable frente a la adición de un ácido o
una base.

21. Los alimentos al mismo tiempo que contribuyen con los macro
y los micronutrientes necesarios para nuestro sustento y
mantenimiento diario, también son los responsables de las
aportaciones de acidez y alcalinidad a nuestro organismo,
las cuales son imprescindibles para tener un organismo
sano.
Uno de los principales minerales para neutralizar la acidez en
la sangre es el calcio, por lo cual si nuestra alimentación,
que tiende a ser ácida, usará sabiamente éste mineral de
los huesos, dientes y tejidos para neutralizar esta acidez,
pudiendo ocasionar una desmineralización de nuestro
organismo que contribuya a ocasionar problemas,
apareciendo las enfermedades tales como: osteoporosis,
caries, uñas frágiles y quebradizas, anemia, debilidad,
problemas digestivos, Candidiasis etc.
LIMENTOS ALCALINOS:
Agua Alcalina – Frutas – Verduras – Cereales Integrales – Miel
ALIMENTOS ACIDOS:
Lácteos – Quesos – Carnes – Cereales refinados – Azúcar
blanca – Té – Café

23. Un ácido fuerte es un ácido que se disocia por completo en solución
acuosa para ganar electrones (donar protones), de acuerdo con la
ecuación:
HA (aq) → H+ (aq) + A- (ac)
Para el ácido sulfúrico, que es un ácido diprótico, la denominación de "ácido
fuerte" se refiere sólo a la disociación del primer protón
H2SO4(aq) → H+(aq) + HSO4-(aq)
Más precisamente, el ácido debe ser más fuerte en solución acuosa que el
ion hidronio, así ácidos fuertes son ácidos con una pKa < -1,74. Esto
generalmente significa que en solución acuosa en condiciones normales de
presión y temperatura, la concentración de iones hidronio es igual a la
concentración de ácido fuerte introducido en la solución. Aunque por lo
general se asume que los ácidos fuertes son los mas corrosivos, esto no
es siempre cierto .

24. El superácidocarborano H (CHB11Cl11), que es un millón de veces más fuerte
que ácido sulfúrico1 2 es totalmente no corrosivo, mientras que el ácido
débil ácido fluorhídrico(HF) es extremadamente corrosivo y puede disolver,
entre otras cosas, el vidrio y todos los metales excepto el iridio.
En todas las otras reacciones ácido-agua, la disociación no es completa, por lo
que estará representada como un equilibrio, no como una reacción
completa. La definición típica de ácido débil es un ácido que no se disocia
completamente. La diferencia que separa las constantes de disociación
ácida en los ácidos fuertes de la de todos los otros ácidos es tan pequeña
que se trata de una demarcación razonable.

25. Acido débil
es aquel ácido que no está totalmente disociado en
una disolución acuosa. Aporta iones al medio, pero
también es capaz de aceptarlos.

26. Base fuerte
una base fuerte es aquella que se disocia
cuantitativamente en disolución acuosa, en condiciones de
presión y temperatura constantes. Además
fundamentalmente son capaces de aceptar protones H+.
Ejemplo: Hidróxido de sodio

27. Base débil
una base débil es aquella que en solución acuosa
no se disocia completamente, sino que alcanza un
equilibrio entre los reactivos y los productos.

28. Hidrogenión
es una partícula subatómica con una carga
eléctrica elemental positiva (1,602 × 10?19
culombios) y una masa de 938,3 MeV/c2
(1,6726 × 10?27 kg) o, del mismo
modo, unas 1836 veces la masa de un
electrón.

29. Hidróxidos
son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y
uno o varios aniones hidroxilos, en lugar de oxígeno como
sucede con los óxidos.
El hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de
uno de sus átomos de hidrógeno por un metal está presente en
muchas bases. No debe confundirse con hidroxilo, el grupo OH
formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno,
característico de los alcoholes y fenoles.

30. Indicadores químicos
ácido-base
Un indicador químico es un ácido o base débil cuya forma disociada tiene
diferente color que la forma sin disociar , ello es debido a que están
formados por sistemas resonantes aromáticos, que pueden modificar la
distribución de carga según la forma que adopten. Esta alteración por el
desplazamiento hacia una forma mas o menos disociada, hace que la absorción
energética del sistema se modifique y con ello el color.
Se podría establecer un equilibrio de disociación para una forma de indicador
ácido HIn:
HIn X In- + H+
Color A Color B

31. Indicadores de ácidos y bases
Valores de 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13
pH
Lombarda Rojo Rojo violáceo Azul verdoso Verde Amarillo
en agua
Lombarda Rojo Desde Violeta a azul Verde Verde amarillento Verde azulado
en etanol pálido

32. PH METRO
 El pH-metro es un sensor utilizado en el método electroquímico para medir
el pH de una disolución.
 La determinación de pH consiste en medir el potencial que se desarrolla a través
de una fina membrana de vidrio que separa dos soluciones con diferente
concentración de protones. En consecuencia se conoce muy bien la sensibilidad y
la selectividad de las membranas de vidrio delante el pH.
 Mide a la vez el pH, la conductibilidad, la salinidad y la temperatura - cuatro
aparatos en una carcasa.
 Indicador ATC y de estabilidad: muestra en
qué momento el valor se encuentra estable y puede ser leído
 Factor TDS a elegir en pasos de 0,01 entre 0,45 y 1,00.
 Indicador de temperatura en °C o en °F

33. Nutrientes
 Cualquiera de las sustancias con tenidas en los alimentos que puedan ser
asimilados por el organismo humano para cumplir una función metabólica.
• Un nutriente esencial es un nutriente que no puede ser sintetizado por el
organismo pero que es necesario para el funcionamiento normal de este.
Entre ellos se encuentran
algunas vitaminas, minerales, lípidos y aminoácidos.
• Los nutrientes esenciales son diferentes para cada especie. Muchos de los
nutrientes esenciales se necesitan solo en pequeñas cantidades y el cuerpo
es capaz de almacenarlos y reutilizarlos. Así, los síntomas de deficiencia
pueden aparecer largo tiempo después de que el nutriente no esté
disponible.
• Algunos nutrientes esenciales pueden ser tóxicos en dosis exageradas
(ver hipervitaminosis); por ejemplo, una sobredosis de hierro puede
producir un exceso de radicales libres que el organismo no puede afrontar.
Otros se pueden tomar en grandes cantidades sin perjuicio ni beneficio
alguno.

34. Los nutriente se clasifican en :
 Micronutrientes: aparecen en pequeñas cantidades pero son
esenciales para al alimentación humana adecuada, son
considerados una clase particular de sustancias que pueden o
no ser asimiladas, pero tiene gran importancia por que
transmiten a los alimentos color, olor y sabor, aunque su papel
en el metabolismo sea imprescindible o inexistente.
 Macronutrientes: son las sustancias que el organismo de
los seres vivos necesitan en pequeñas dosis. Son
indispensables para los diferentes procesos bioquímicos y
metabólicos de los organismos vivos y sin ellos morirían

35. F I N