Química

1. INSTITUCIÓN EDUCATIVA SAN JOSÉ
Resolución de Aprobación N°0746 de junio 12/2009
Nit 812.000.635-2 Dane N° 123001004519
Calle 39 N° 16B -55
Montería - Córdoba
“FORMANDO INTEGRALMENTE LOGRAREMOS CIUDADANOS COMPETENTES”
DETENER LA PROPAGACIÓN DEL COVID 19 ES UN COMPROMISO DE TODOS
GUIA DE TRABAJO EN CASA
Área y/o asignatura: QUÍMICA Grado: 11° Curso: 1 y 2 Período Académico: IV
FECHA: OCTUBRE 27-NOVIEMBRE 26-2020 DOCENTE: MARÍA AUXILIADORA SALGADO R.
NOMBRE DE LA UNIDAD: ÁCIDOS Y BASES
Propósitos de aprendizajes:
Describir y nombrar ácidos y bases de Arrhenius, Lewis y Brönsted-Lowry
Escribir ecuaciones para la disociación de ácidos fuertes y débiles; escribir la
expresión de equilibrio para un ácido débil.
Proporcionar los nombres IUPAC y comunes de alcoholes, fenoles y éteres;
dibujar sus fórmulas estructurales.
.
Contenidos temáticos:
 Teorías ácidos y bases
 Fuerza de ácidos y bases
 Ionización del agua
 Alcoholes, fenoles y éteres
MOMENTO 1 : EXPLORACIÓN DE SABERES PREVIOS
.
TEORÍAS ÁCIDO-BASE
Teoría de Arrhenius: En 1887, Svante Arrhenius postuló su teoría de la disociación electrolítica, la cual planteaba que
existen sustancias que manifiestan sus propiedades químicas y su conductividad eléctrica en disoluciones acuosas.
Por ejemplo: las sales, al disolverse en agua pueden descomponerse en sus iones, lo que les permite ser conductores
eléctricos. A estas sustancias se les llama electrolitos. Según esta teoría, los ácidos son sustancias que en disolución
acuosa producen iones hidrógeno, también llamados protones (H
+
) y las bases son sustancias que en disolución
acuosa producen iones hidroxilo (OH
–
).
Teoría de Brönsted-Lowry: La teoría de Arrhenius presentaba algunas complicaciones debido a que no podía explicar
el comportamiento de algunas bases, como el amoníaco, ni de ciertos iones como el ion bicarbonato. Además, solo se
refería a las reacciones ácido-base en disoluciones acuosas y omite las reacciones que se producen en fase gaseosa.
Esta razón llevó a Johannes Brönsted (1879-1947) y Thomas Lowry (1874-1936) a postular una teoría más general, la
cual podía ser aplicada a todos los ácidos y bases, llamada teoría protónica. Esta establece que los ácidos ceden
protones y las bases captan protones
Teoría de Lewis: Al no cumplirse la teoría de Bronsted-Lowry para todos los compuestos, Gilbert Lewis (1875-1946)
propuso una nueva teoría basada en la estructura electrónica. Esta teoría plantea que:
 Un ácido es todo átomo, molécula o ion capaz de aceptar un par de electrones
 Una base es todo átomo, molécula o ion capaz de ceder un par de electrones
De este modo, un H
+
será un ácido de Lewis, ya que su estructura permite aceptar un par de electrones, mientras que
el amoníaco será una base de Lewis, pues en la capa de valencia del nitrógeno existe un par de electrones sin
compartir.

2. LA MOLÉCULA DE AGUA
Para comprender mejor el tema de ácidos y bases necesitamos conocer cómo está conformada la molécula de agua.
El agua es el medio líquido fundamental en el que se va a desarrollar la mayor parte de las reacciones químicas de la
célula. Es por tanto, el principal disolvente biológico. La molécula de agua presenta la característica química de
comportarse como un dipolo: el átomo de oxigeno con una carga parcial negativa y los dos átomos de
hidrogeno con una carga parcial positiva.
MOMENTO 2: CONCEPTUALIZACIÓN
PARTE 1: QUÍMICA GENERAL
IONIZACIÓN DEL AGUA
El agua es un electrolito débil y es capaz de disociarse en una proporción muy escasa y originar tanto H
+
(protones)
como OH
-
(iones hidroxilo).
El ión H
+
es un átomo de hidrógeno que perdió su electrón, es decir, solo es un protón. El tamaño de un protón es tan
pequeño que no puede existir como una entidad aislada en una disolución acuosa debido a su fuerte atracción por el

3. polo negativo (átomo de oxigeno del agua). Por consiguiente, el protón existe en forma hidratada denominado ion
hidronio (H3O
+
)
entre dos moléculas de agua, los productos son un H3O
+
y un OH
-
FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES
En el proceso denominado disociación, un ácido o una base se separa en iones cuando se encuentra en disolución
acuosa. La fuerza de los ácidos se determina por los moles de H3O
+
(iones hidronio) que se producen por cada mol de
ácido que se disuelve. La fuerza de las bases se determina por los moles de OH- (iones hidroxilo) que se producen por
cada mol de base que se disuelve.
Los ácidos fuertes y las bases fuertes se disocian por completo en agua
Ácido fuerte: HCl

4. Base fuerte: NaOH
En tanto que los ácidos débiles y las bases débiles se disocian sólo un poco, lo que deja la mayor parte del ácido o la
base inicial sin disociar.

5. ÁCIDOS FUERTES Y DÉBILES
Los ácidos fuertes son ejemplos de electrolitos fuertes, que donan iones hidrógeno con tanta facilidad que su
disociación en agua es casi completa. Por ejemplo, cuando HCl, un ácido fuerte, se disocia en agua, se transfieren H
+
al H2O; la disolución resultante sólo contiene los iones H3O
+
y Cl
-
Un ácido fuerte como el HCl se disocia por completo (≈ 100%) en disolución, mientras que una disolución de un ácido débil como el Hc2H3o2 sólo se
ioniza un poco para formar una disolución de ácido débil que contiene principalmente moléculas y algunos iones.
Sólo hay seis ácidos fuertes comunes. Todos los demás son débiles. La tabla indica algunos ácidos fuertes junto con
algunos ácidos débiles comunes

6. Los ácidos débiles son electrolitos débiles, que se disocian un poco en agua, lo que significa que sólo un pequeño
porcentaje de H
+
se transfiere de un ácido débil a H2O y sólo forma una pequeña cantidad de H3O
+
.
Muchos de los productos que se usan en las casas contienen ácidos débiles. Por ejemplo, el vinagre es una disolución
de ácido acético al 5%, un ácido débil. En agua, algunas moléculas de ácido acético donan H
+
al H2O para formar
iones H3O
+
. La formación de iones hidronio (H3O
+
) a partir de vinagre es la razón por la que se aprecia el sabor agrio
del vinagre.
En resumen, un ácido fuerte como HI se disocia completamente en agua para formar una disolución acuosa de
los iones H3O
+
y I
-
. Un ácido débil como HF se disocia sólo un poco en agua para formar una disolución
acuosa que consiste principalmente en moléculas de HF sin disociar y sólo algunos iones H3O
+
y F
-

7. BASES FUERTES Y DÉBILES
Como electrolitos fuertes, las bases fuertes se disocian por completo en agua. Puesto que estas bases fuertes
son compuestos iónicos, se disocian en agua y producen una disolución acuosa de iones metálicos y iones hidróxido.
Los hidróxidos del Grupo IA son muy solubles en agua, por lo que pueden producir concentraciones altas de iones OH-.
Algunas bases no son muy solubles en agua, pero las que sí se disuelven se disocian por completo como iones. Por
ejemplo, cuando KOH, una base fuerte, se disocia en agua, la disolución sólo consta de los iones K
+
y OH
-
.
Bases fuertes:
Hidróxido de litio LiOH
Hidróxido de sodio NaOH
Hidróxido de potasio KOH
Hidróxido de estroncio Sr(OH)2*
Hidróxido de calcio Ca(OH)2*
Hidróxido de bario Ba(OH)2* * Baja solubilidad, pero se disocian por completo.
Las bases débiles son electrolitos débiles porque producen muy pocos iones en disolución. En una
disolución acuosa de NH3, sólo algunas moléculas reaccionan con H2O para formar NH
4+
y OH
-
. Muchos limpiadores de
ventanas contienen amoniaco, NH3.

8. CONSTANTES DE DISOCIACIÓN PARA ÁCIDOS DÉBILES
Como ha visto, la fuerza de los ácidos varía con el grado de disociación en agua. Dado que la disociación de los
ácidos fuertes en agua es esencialmente completa, la reacción no se considera una situación de equilibrio. Sin
embargo, puesto que los ácidos débiles en agua se disocian sólo un poco, los iones producto alcanzan el
equilibrio con las moléculas de ácido débil sin disociar. Por ejemplo, el ácido acético HCHO2, el ácido que se
encuentra en el vinagre, es un ácido débil. El ácido acético es un ácido orgánico o ácido carboxílico en el que el H
escrito a la derecha de la fórmula se disocia para formar ión acetato (CH3COO
-
)
En la guía anterior se escribió la expresión de la constante de equilibrio para gases en equilibrio. También es posible
escribir una expresión de equilibrio para los ácidos débiles con la que se obtenga la proporción entre las
concentraciones de productos y los reactivos ácidos débiles
Puesto que el agua es un líquido puro, su concentración, que es constante, se omite de la constante de equilibrio,
denominada constante de disociación ácida, Ka (o constante de ionización ácida). El valor de
Ka para el ácido acético a 25 °C se determina de manera experimental en 1.75 x 10
-5
. Por tanto, para el ácido débil
CH3CHO2, la Ka se escribe:
Comprobación de conceptos: El ácido nitroso, HNO2, tiene una Ka de 4.5x10
-4
, y el ácido hipocloroso, HOCl, tiene
una Ka de 3.5x10
-8
. Si cada ácido tiene una concentración de 0.10 M, ¿cuál disolución tiene mayor concentración de
H3O
+
?
Respuesta El ácido nitroso tiene un valor de Ka más grande que el ácido hipocloroso. Cuando el ácido nitroso se
disocia en agua, hay más disociación de HNO2, lo que produce una mayor concentración de H3O
+
en disolución.
¿Cómo escribir constantes de disociación ácidas? Escriba la expresión para la constante de disociación ácida
del ácido nitroso.

9. SOLUCIÓN La ecuación para la disociación del ácido nitroso se escribe:
HNO2(ac) + H2O(l ) H3O
+
(ac) + NO2
-
(ac)
La constante de disociación ácida se escribe como las concentraciones de los productos divididas entre la
concentración del ácido débil sin disociar.
Ka=
[𝐻3 𝑂+]
[𝐻𝑁𝑂2]
IONIZACIÓN DEL AGUA
En las reacciones ácido-base el agua es anfótera, lo que significa que puede actuar como ácido o como base.. Una
molécula actúa como ácido al perder H+, y la molécula de agua que gana H+, actúa como base. Cada vez que se
transfiere H+, entre dos moléculas de agua, los productos son un H3O
+
y un OH
-
, que reaccionan en la dirección
contraria para volver a formar dos moléculas de agua. En consecuencia, se alcanza el equilibrio entre los pares ácido-
base conjugados del agua.
CÓMO ESCRIBIR LA CONSTANTE DEL PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA, KW
Al usar la ecuación para la reacción de agua en equilibrio, puede escribir su expresión de constante de equilibrio que
muestre las concentraciones de los productos divididas entre las concentraciones de los reactivos. Recuerde que los
corchetes con los que se encierran los símbolos indican sus concentraciones en moles por litro (M).
H2O(l) + H2O(l) H3O
+
(ac) + OH
-
(ac)

10. Como se hizo para la expresión de la constante de disociación ácida, se omite la concentración constante del agua
líquida, lo que produce la constante del producto iónico del agua, Kw.
Kw = [H3O
+
] [OH
-
]
Hay experimentos que han determinado que, en agua pura, la concentración de H3O
+
a 25 °C es 1.0 x10
-7
M.
[H3O
+
] = 1.0 x10
-7
M.
Puesto que el agua pura contiene igual número de iones OH
-
y iones hidronio, la concentración del ión hidróxido
también debe ser 1.0 x10
-7
M.
[H3O+] = [OH
-
] = 1.0 x10
-7
M. Agua pura
Cuando en la expresión de Kw se colocan [H3O+] y [OH
-
], se obtiene el valor numérico de Kw, que a 25 °C es 1.0
x10
-14
Kw= [H3O+] (1.0x10
-7
)(1.0x10
-7
) =1.0x10
-14
DISOLUCIONES NEUTRAS, ÁCIDAS Y BÁSICAS
Cuando [H3O+] y [OH
-
]. en una disolución son iguales, la disolución es neutra. Sin embargo, la mayoría de las
disoluciones no es neutra y tiene diferentes concentraciones de [H3O+] y [OH
-
]. Si se agrega ácido al agua, hay un
aumento de [H3O+] y una disminución de [OH-], lo que produce una disolución ácida. Si se agrega base, [OH-]
aumenta y [H3O+] disminuye, lo que produce una disolución básica. Sin embargo, para cualquier disolución acuosa, el
producto [H3O+] [OH-] siempre es igual a Kw (1.0x10
-14
) a 25 °C

11. CÓMO USAR KW PARA CALCULAR [H3O+] y [OH
-
] EN UNA DISOLUCIÓN
Si conoce [OH
-
] de una disolución, puede usar la Kw para calcular [H3O+] Si conoce [H3O+] de una disolución, puede
calcular [OH
-
]. a partir de su relación en la Kw,
Kw=[H3O+
][OH-
]
Despejando =[H3O+
] y [OH-
] respectivamente:
[H3O+
] =
𝐊 𝐰
[𝐎𝐇]
y [OH-
] =
𝐊 𝐰
[𝑯 𝟑 𝑶+]
como se muestra en el siguiente ejemplo de problema:
Una disolución de vinagre tiene [H3O+] 2.0X10
-3
M a 25 °C. ¿Cuál es [OH
-
] de la disolución de vinagre? ¿La disolución
es ácida, básica o neutra?
SOLUCIÓN:
Análisis del problema:
Componentes de la disolución [H3O+
] [OH-
]
Dados 2.0X10
-3
M Kw= 1,0x10
-14
Necesita M(mol/L)
Paso 1: Escriba la Kw para el agua:
Kw= [H3O+] [OH
-
] = =1.0x10
-14
Paso 2: Resuelva la Kw para la [H3O+] o [OH
-
] desconocida. Reordene la expresión de
producto de iones para [OH
-
] al dividir entre [H3O+]
Kw= [H3O+] [OH
-
] = =1.0x10
-14
[OH-
] =
𝟏,𝟎𝒙𝟏𝟎−𝟏𝟒
[𝑯 𝟑 𝑶+]

12. Paso 3: Sustituya la [H3O+] o [OH
-
] conocida en la ecuación y calcule.
[OH-
] =
𝟏,𝟎𝒙𝟏𝟎−𝟏𝟒
[𝟐,𝟎𝒙𝟏𝟎−𝟑]
= 𝟓, 𝟎𝒙𝟏𝟎−𝟏𝟐
M
Respuesta: Puesto que la [H3O
+
] de 2.0x10
-3
M es mucho mayor que la [OH
-
] de 5.0x10
-12
M, la disolución es ácida.
LA ESCALA DE pH
Aunque las concentraciones de H3O+ y OH
-
se han expresado como molaridad, es más conveniente describir la acidez
de las disoluciones por medio de la escala pH. En esta escala, un número entre 0 y 14 representa la concentración de
H3O+. para disoluciones comunes. Una disolución neutra tiene un pH de 7.0 a 25 °C. Una disolución ácida tiene un pH
menor que 7.0; una disolución básica tiene un pH mayor que 7.0
Cuando se relacionan acidez y pH, se usa una relación inversa:
Disolución ácida pH <7.0 [H3O
+
] >1.0 x10
-7
M
Disolución neutra pH =7.0 [H3O
+
] =1.0 x10
-7
M
Disolución básica pH >7.0 [H3O
+
] <1.0 x10
-7
M

13. ¿CÓMO CALCULAR EL PH DE LAS DISOLUCIONES?
La escala pH es una escala logarítmica que corresponde a la [H3O+] de disoluciones acuosas. Matemáticamente, pH
es el logaritmo negativo (base 10) de la [H3O+]
pH= -log [H3O+]
En esencia, las potencias negativas de 10 en las concentraciones molares se convierten en números positivos. Por
ejemplo, una disolución de jugo de limón con [H3O+]= 1.0x10
-2
M tiene un pH de 2. Esto puede calcularse usando la
ecuación de pH:
pH= -log [1.0x10
-2
]
pH= -(-2.00)
pH=2
EJEMPLO DE PROBLEMA Cómo calcular el pH a partir de [H3O+]
La aspirina, que es ácido acetilsalicílico, fue el primer medicamento antiinflamatorio no esteroideo utilizado para aliviar
el dolor y la fiebre. Si una disolución de aspirina tiene una [H3O+]= 1.7x10
-3
M. ¿cuál es el pH de la disolución?
SOLUCIÓN Análisis del problema
Componentes de la disolución [H3O+
] pH
Dados 1.7x10
-3
M
Necesita pH
Paso 1: Ingrese en su calculadora la [H3O+]. Para ello Ingrese 1.7 y oprima EE o Exp. Luego ingrese 3 y oprima la
tecla correspondiente para cambiar el signo
Paso 2: Oprima la tecla log y cambie el signo.

14. PARTE 2: QUÍMICA ORGÁNICA: ALCOHOLES, FENOLES, Y ÉTERES
Los alcoholes son compuestos orgánicos que contienen un grupo hidroxilo (—OH) enlazado a una cadena de
hidrocarburo En un fenol, el grupo hidroxilo está unido a un anillo de benceno.
NOMENCLATURA DE ALCOHOLES
En el sistema IUPAC, para nombrar un alcohol se sustituye la terminación o del nombre del alcano correspondiente con
ol. El nombre común de un alcohol simple utiliza el nombre del grupo alquilo, con la terminación ílico, después de la
palabra alcohol.
CH3-OH CH3-CH2-OH
Metanol Etanol
(Alcohol metílico) (Alcohol etílico)
Los alcoholes con uno o dos átomos de carbono no necesitan un número para el grupo hidroxilo. Cuando un alcohol
consiste en una cadena con 3 o más átomos de carbono, la cadena se numera para indicar la posición del grupo — OH
y cualquier sustituyente en la cadena. Un alcohol con dos grupos — OH se llama diol, y un alcohol con tres grupos —
OH se llama triol
CLASIFICACIÓN DE LOS ALCOHOLES
Los alcoholes se clasifican por el número de grupos alquilo unidos al átomo de carbono enlazado al grupo hidroxilo (—
OH). Un alcohol primario (1º) tiene un solo grupo alquilo unido al átomo de carbono enlazado al grupo —OH. El alcohol
más simple, metanol (CH3OH), que tiene un carbono unido a tres átomos de H pero sin grupo alquilo, se considera un
alcohol primario; un alcohol secundario (2º) tiene dos grupos alquilo, y un alcohol terciario (3º) tiene tres grupos alquilo.

15. FENOLES
Los compuestos que tienen un grupo hidroxilo unido directamente a un anillo aromático se denominan fenoles.
Abundan en la naturaleza y se emplean como intermediarios en la síntesis industrial de adhesivos y antisépticos.
Nomenclatura: Gran parte de las sustancias fenólicas se conocen más por sus nombres comunes, que por la
denominación oficial de la IUPAC. Por ejemplo:
La nomenclatura oficial se basa en la ubicación relativa de los diferentes sustituyentes del anillo aromático

16. ÉTERES
Un éter consiste en un átomo de oxígeno que está unido mediante enlaces sencillos a dos átomos de carbono que
forman parte de grupos alquilo o aromáticos.
En el nombre común de un éter, los nombres de los grupos alquilo o aromáticos unidos al átomo de oxígeno se
escriben en orden alfabético, sin la terminación o, seguidos de la palabra éter.
Metilo Propilo
CH3 O CH2-CH2-CH3
Nombre común: metil propil éter
En el sistema IUPAC, para nombrar un éter se utiliza un grupo alcoxi constituido por el grupo alquilo más pequeño y el
átomo de oxígeno, seguido del nombre del alcano de la cadena de carbono más larga.
Metoxi Propano
CH3 O CH2-CH2-CH3
Nombre IUPAC: metoxipropano
MOMENTO 3: APLICA Y RESUELVE
PRIMERA PARTE
1. Responda verdadero o falso en cada una de las afirmaciones siguientes:
Un ácido fuerte a.
a. se ioniza por completo en disolución acuosa.
b. tiene un valor pequeño de Ka.
c. tiene una base conjugada fuerte.
d. tiene una base conjugada débil.
e. se ioniza un poco en disolución acuosa.
2. Con ayuda de la tabla identifique al ácido más débil en cada uno de los pares siguientes:
a. HCl o HSO4
-
b. HNO2 o HF
c. HCO3
-
o NH4
+
3. El ácido fosfórico (H3PO4) reacciona con agua para formar fosfato de dihidrógeno (H2PO4) y ión
hidronio (H3O
+
).
a. Escriba la ecuación para la disociación del ácido fosfórico y,
b. la expresión para su constante de disociación ácida (Ka).
4. ¿Cuál es la [H3O
+
] de una disolución limpiadora de amoniaco con [OH
-
]=4.0x10
-4
M? ¿La disolución es
ácida, básica o neutra?
5. ¿Cuál es el pH del blanqueador con [H3O
+
]= 4.2x10
-12
M?
SEGUNDA PARTE
1. Proporcione el nombre IUPAC del compuesto siguiente:
2. Dibuje la fórmula estructural de cada uno de los compuestos siguientes:

17. a. 3-pentanol
b. 2-metil-2-butanol
c. 5,5-dimetil-3-hexanol
3. Clasifique cada uno de los alcoholes siguientes como primario (1º), secundario (2º) o terciario (3º):
a. CH2-CH2-CH2-OH b. c.
4. Proporcione el nombre IUPAC del compuesto siguiente:
CH2-CH2-O-CH2-CH2-CH2-CH3
5. El fenol fue el primer antiséptico empleado por Joseph Lister en 1867, en una cirugía. También es usado como
ingrediente en pomadas y ungüentos, pero tiene el inconveniente de que no solo destruye los organismos
indeseables sino todo tipo de células. Por tal razón ha sido sustituido por el 4-hexilesorcinol, que se emplea en
algunos enjuagues bucales. Explica:
a. ¿Cuál es su fórmula estructural, si el nombre IUPAC del 4-hexilesorcinol es 1,3-dihidroxi4-hexilbenceno?
b. ¿Por qué razón el fenol ataca las células?