República Bolivariana de Venezuela.Ministerio del Poder Popular para la Educación.U.E.N.F.D. “Bolívar”.4to año sección “C”

Profesora: Integrantes:

Alicia Algelvis Marinely HernándezHillari CalzadillaLucirys GuevaraManuel Esteves

Ciudad Bolívar-Edo. Bolívar, 12 de Marzo de 2014

Concepciones

Ácido- Base y

Electroquímica

Índice

ContenidoIntroducción.......................................................................................................................................31. Enunciado de la teoría de Arrhenius...............................................................................................42. Enunciado de la teoría de Brönsted – Lowry..................................................................................43. Enunciado de la teoría de Lewis.....................................................................................................54. ¿Qué es un par conjugado Ácido-Base?.........................................................................................55. ¿Qué son Ácidos Polipróticos?.......................................................................................................56. ¿Qué es un Electrolito?..................................................................................................................67. ¿Qué son ácidos fuertes y ácidos débiles?......................................................................................68. ¿Qué es pH?...................................................................................................................................69. ¿Cómo se mide el pH de una sustancia?.........................................................................................710. ¿Qué es pOH?..............................................................................................................................711. ¿Qué son soluciones amortiguadoras?.........................................................................................812. ¿Qué son indicadores de pH?.......................................................................................................813. Indicar las fórmulas para calcular el pH y el pOH.........................................................................814. Indicar las fórmulas para calcular el pH y el pOH en las soluciones amortiguadoras...................815. ¿Qué es oxidación?......................................................................................................................916. ¿Qué es reducción?......................................................................................................................917. ¿Qué es un agente oxidante?........................................................................................................918. Señale las reglas para balancear una ecuación por el número de oxidación................................1019. ¿Qué es un agente reductor?.......................................................................................................1020. Señale las reglas para balancear una ecuación por el método ion-electrón.................................1021. ¿Qué son reacciones reversibles?...............................................................................................1122. ¿Qué se entiende por equilibrio químico?..................................................................................1123. Mencione las características que debe presentar un sistema en equilibrio..................................1124. Mencione los factores que afectan un equilibrio químico...........................................................1225. Explique mediante un ejemplo como afecta el cambio de presión al equilibrio químico............1226. Enuncie la Ley de Van’t Hoff....................................................................................................12 27. Define los siguientes tipos de reacciones: Endotérmicas y Exotérmicas....................................1328. ¿Qué ocurre si se aumenta la concentración de alguno de los elementos reacciontes?...............1429. ¿Qué papel juegan los catalizadores en el equilibrio químico de una reacción?.........................1430. Enuncie el principio de Le Chatelier-Braun...............................................................................1431. Responsabilidad ética-moral del investigador (reflexión)..........................................................15Glosario............................................................................................................................................16Conclusión.......................................................................................................................................17Bibliografía......................................................................................................................................18Anexos.............................................................................................................................................19

Introducción

La química de una de las ciencias fundamentales para comprender el mundo material y sin duda un de las que tiene más y más importantes aplicaciones prácticas. Aunque no pensemos habitualmente en ello, en cualquier momento de nuestras vidas se están desarrollando en nuestro entorno un sinfín de procesos químicos, e incluso nuestra propia existencia como seres vivos se apoya en última instancia en un sustrato de continuas transformaciones a escala molecular que la química está en condiciones de comprender. Como ciencia, la química es a la vez una ciencia de lo general y de lo particular, proponiéndose, por un lado, encontrar las leyes generales que rigen las modificaciones profundas y permanentes que afectan a la naturaleza de los cuerpos, y por otro, inventariar esos cuerpos y describir sus propiedades características.

Históricamente, la química es un saber antiguo y una ciencia reciente: el hombre primitivo ya era un químico práctico y sus descendientes durante muchos siglos siguieron siéndolo. Hubo que esperar hasta la Revolución Francesa para que se empezase a consolidar el método experimental en la investigación de las estructuras de la materia y sus transformaciones. De las dos grandes ramas en que por razones históricas, pedagógicas y de orden práctico se considera dividida la Química, la primera que se desarrollo fue la Química Inorgánica.

La química Inorgánica es la rama de la química que se encarga del estudio integrado de la formación, composición, estructura y reacciones químicas de los elementos y compuestos inorgánicos (por ejemplo, ácido sulfúrico o carbonato cálcico); es decir, los que no poseen enlaces carbono-hidrógeno, porque éstos pertenecen al campo de la Química Orgánica. Dicha separación no es siempre clara, como por ejemplo en la Química Organometálica que es una superposición de ambas.

En esta investigación le plantearemos algunas concepciones de reacciones Ácido-Base y temas referentes a la Electroquímica que conforma parte de la Química Inorgánica .

3

1. Enunciado de la teoría de Arrhenius.

En 1881, antes de cumplir 22 años, el destacado químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927), había realizado muchos experimentos para medir la conductividad eléctrica de las diferentes disoluciones. Dos años después midió la conductividad de varias disoluciones en diferentes concentraciones. En 1884 en su tesis doctoral, sustentó su teoría sobre la disociación electrolítica, que le valió ser galardonado con el premio Nobel de Química en 1903. Arrhenius en su teoría indica que los electrolitos existen en el agua como partículas cargadas eléctricamente (iones) y aunque las propiedades de ácidos y bases ya eran conocidas anteriormente y estaban determinadas de forma general, Arrhenius fue el primer científico en demostrar la naturaleza fundamental de ácidos y bases. A partir de sus experimentos con electrolitos, logró postular su teoría indicando:

Los ácidos son compuestos que aumentan la concentración de iones hidrógeno cuando se disuelven en agua (H+). Tienen sabor agrio.

Las bases son compuestos que aumentan la concentración de iones hidroxilo cuando se disuelven en agua (OH-). Las soluciones de las bases se sienten resbalosas.

Y si se combina un ácido con una base, produce sal y agua.

HCl + NaOH → NaCl + H2O

2. Enunciado de la teoría de Brönsted – Lowry.

La teoría fue propuesta por el danés Johannes Nicolaus Brönsted y el británico Thomas Martin Lowry en 1923 y mejoró ampliamente la teoría propuesta por Arrhenius.

La teoría de Brönsted-Lowry describe el comportamiento de  ácidos y bases, resaltando el concepto de pH y su importancia en los procesos químicos, biológicos y ambientales debido a que ayuda a entender por qué un ácido o base fuerte desplazan a otro ácido o base débil de sus compuestos, contemplando a las reacciones ácido-base como una competencia por los protones.

Un ácido de Brönsted-Lowry se define como cualquier sustancia que tenga la capacidad de perder, o “donar un protón” o hidrogenión [H+].

Una base de Brönsted-Lowry es una sustancia capaz a ganar o “aceptar un protón” o hidrogenión [H+].

Así, bajo el concepto de Brönsted-Lowry, ácido es sinónimo de donador del hidrogenión [H+], mientras que la base significa un aceptor del hidrogenión [H+].La reacción ácido-base es aquella en la que el ácido transfiere un protón a una base. 

4

3. Enunciado de la teoría de Lewis.

Gilbert Newton Lewis químico estadounidense que en 1938 formuló la teoría del enlace covalente donde propuso que no todas las reacciones ácido-base implican transferencia de protones, pero sin embargo forman siempre un enlace covalente dativo. Propuso la escritura de fórmulas utilizando puntos para resaltar los electrones.

Ácido: Sustancia que puede aceptar un par de electrones de otros grupos de átomos, para formar un enlace covalente dativo. (H+)

Base: Sustancia que tiene pares de electrones libres, capaces de ser donados para formar enlaces covalentes dativos. (OH-)

El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de electrones solitarios. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un compuesto de adición.

Todas las sustancias químicas que son ácidos o bases según las teorías de Arrhenius y de Brönsted-Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis; pero muchos ácidos de Lewis, no lo son de Brönsted.

4. ¿Qué es un par conjugado Ácido-Base?

El par conjugado ácido-base es aquella en la que el ácido transfiere un protón a una base. Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+). Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.

Ejemplo:

5. ¿Qué son Ácidos Polipróticos?

Los ácidos polipróticos (ácidos poliácidos o ácidos poliprotónicos) son ácidos que tienen más de un hidrógeno ionizable. Estos ácidos disocian en más de una etapa y cada etapa presenta su propia constante de equilibrio. Los ácidos polipróticos no ceden de una vez y con la misma facilidad todos los protones, sino que lo hacen de forma escalonada, y cada vez con mayor dificultad.

5

El agua es a la vez ácido y base. Una molécula H2O actúa como base y gana un protón H+ y se convierte en H3O+; la otra molécula H2O actúa como ácido y pierde un protón H+ para convertirse en OH-.

6. ¿Qué es un Electrolito?

Un electrolito o electrólito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten en iones en solución, los electrólitos también son conocidos como soluciones iónicas, pero también son posibles electrolitos fundidos y electrolitos sólidos.

7. ¿Qué son ácidos fuertes y ácidos débiles?

Ácido fuerte: Un ácido fuerte es un ácido que se disocia casi por completo en solución acuosa para ganar electrones (donar protones), de acuerdo con la ecuación:

HA (aq) → H+ (aq) + A- (ac)

Ácido débil: Un ácido débil es aquel ácido que no está totalmente disociado en una

disolución acuosa. Aporta iones   al medio, pero también es capaz de aceptarlos. Si representáramos el ácido con la fórmula general HA, en una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disociar, mientras que el resto del ácido se disociará en

iones positivos   y negativos   , formando un equilibrio ácido-base en la siguiente forma:

8. ¿Qué es pH?

El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias.

La sigla significa ‘potencial hidrógeno’, ‘potencial de hidrógeno’ o ‘potencial de hidrogeniones’ (pondus hydrogenii o potentiahydrogenii; del latín pondus, n. = peso; potentia, f. = potencia; hydrogenium, n. = hidrógeno). Este término fue acuñado por el químico danés S. P. L. Sörensen (1868-1939), quien lo definió como el opuesto del logaritmo en base 10 (o el logaritmo del inverso) de la actividad de los iones hidrógeno. Esto es:

Desde entonces, el término "pH" se ha utilizado universalmente por lo práctico que resulta para evitar el manejo de cifras largas y complejas. En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la concentración molar del ion hidrógeno.

6

9. ¿Cómo se mide el pH de una sustancia?

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro (peachímetro), un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ion de hidrógeno.

El pH de una disolución se puede medir también de manera aproximada empleando indicadores: ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que consiste en papel impregnado con una mezcla de indicadores cualitativos para la determinación del pH. El indicador más conocido es el papel de litmus o papel tornasol. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.

A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1 hasta 14, los valores de pH también pueden ser aún menores que 1 o aún mayores que 14. Por ejemplo el ácido de batería de automóviles tiene valores cercanos de pH menores que uno. Por contraste, el hidróxido de sodio varía de 13,5 a 14.

A 25 °C, un pH igual a 7 es neutro, uno menor que 7 es ácido, y si es mayor que 7 es básico. A distintas temperaturas, el valor de pH neutro puede variar debido a la constante de equilibrio del agua (Kw).

La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales como química, bioquímica y química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y de la actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.

En 1909, el químico danés Sörensen definió el potencial de hidrógeno (pH) como el logaritmo negativo de la concentración molar (más exactamente de la actividad molar) de los iones hidrógeno.

10. ¿Qué es pOH?

El pOH se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones de hidróxido. Esto es, la concentración de iones OH-.

Al igual que el pH, típicamente tiene un valor entre 0 y 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pOH mayores a 7, y básicas las que tienen pOH menores a 7.

7

11. ¿Qué son soluciones amortiguadoras?

Una solución amortiguadora, tampón, buffer, o solución reguladora es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas. Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes. Se puede entender esta propiedad como consecuencia del efecto ion común y las diferentes constantes de acidez o basicidad: una pequeña cantidad de ácido o base desplaza levemente el equilibrio ácido-base débil, lo cual tiene una consecuencia menor sobre el pH.

12. ¿Qué son indicadores de pH?

Un indicador de pH es una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utilizan como indicador de las sustancias químicas que cambian su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de una unidad arriba y otra abajo de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada.

13. Indicar las fórmulas para calcular el pH y el pOH

Fórmula para calcular el pH:

Fórmula para calcular el pOH:

14. Indicar las fórmulas para calcular el pH y el pOH en las soluciones amortiguadoras.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

La ecuación de Henderson-Hasselbalch es una expresión utilizada en química para calcular el pH de una disolución reguladora, o tampón, a partir del pKa o el pKb (obtenidos de la constante de disociación del ácido o de la constante de disociación de la base) y de las concentraciones de equilibrio del ácido o base y de sus correspondientes base o ácido conjugado, respectivamente.

8

Dónde:

S es la sal o especie básica.

A es el ácido o especie ácida.

B es la base.

En la última ecuación x puede ser a o b indistintamente.

Frecuentemente se utiliza la ecuación de Henderson-Hasselbalch para el cálculo del pH en soluciones reguladoras. Sin embargo, debe aclararse que esta ecuación no es aplicable en todos los casos, ya que para su deducción se realiza una serie de suposiciones. Esta ecuación suele proporcionar resultados incorrectos cuando las concentraciones del ácido y su base conjugada (o de la base y su ácido conjugado) son bajas.

15. ¿Qué es oxidación?

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. Como veremos existen varias formas de la misma, como la que se da en un trozo de manzana con el tiempo, u otros tipos menos domésticos, más conocidos en el ámbito de las ciencias..

16. ¿Qué es reducción?

La reducción es el proceso mediantes el cual un átomo o un ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación.

17. ¿Qué es un agente oxidante?

El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo reducido.

9

18. Señale las reglas para balancear una ecuación por el número de oxidación.

Reglas para el método por el número de oxidación:

1.- Verificar que la ecuación este bien escrita y completa.2.- Colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos.3.- Observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce).4.- Escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento.5.- Multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento.6.- Cruzar los resultados7.- Colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente.8.-Completar el balanceo por tanteo.9.- Verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.10.-En caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión.

19. ¿Qué es un agente reductor?

El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo oxidado.

20. Señale las reglas para balancear una ecuación por el método ion-electrón

1. Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).

2. Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor.

3. Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O.4. Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los

oxígenos.5. Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.6. Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el

miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+). Estos pasos son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos). Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado los e- se debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH- como H+ haya. Combinar los H+ y OH- para formar H2O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”.

10

7. Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los números mínimos necesarios para esto.

8. Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.Nota: Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.  Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación.

21. ¿Qué son reacciones reversibles?

Se llama reacción reversible a la reacción química en la cual los productos de la reacción vuelven a combinarse para generar los reactivos.

22. ¿Qué se entiende por equilibrio químico?

El equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo.

23. Mencione las características que debe presentar un sistema en equilibrio.

Las características son:

1.- El estado de equilibrio se caracteriza porque sus propiedades macroscópicas (concentración de soluto, presión de vapor, masa de sólido sin disolver, etc.) no varían con el tiempo. 2.- El estado de equilibrio no intercambia materia con el entorno. 3.- El estado de equilibrio es un estado dinámico en el que se producen continuos cambios en ambos sentidos a la misma velocidad, y por eso no varían sus propiedades macroscópicas.4.- La temperatura es la variable fundamental que controla el equilibrio.5.- La constante de equilibrio corresponde al equilibrio expresado por una ecuación química determinada, de forma que si cambiamos la forma de expresar el equilibrio cambia el valor de la constante de equilibrio, aunque el valor resultante está relacionado con la misma.

11

24. Mencione los factores que afectan un equilibrio químico.

Cambio de presión (o volumen). Cambio de temperatura. Cambio de concentración de alguno de los reactivos o productos. Catalizadores.

25. Explique mediante un ejemplo como afecta el cambio de presión al equilibrio químico.

Un aumento de presión desplaza el equilibrio en el sentido de la reacción que produce menor número de moléculas gaseosas, y, al contrario, una disminución de presión desplaza el equilibrio en el sentido de la reacción que produce mayor número de moléculas gaseosas.

En la reacción de descomposición del PCl5, un aumento de la presión desplaza el equilibrio hacia la izquierda:

Y una disminución de la presión desplaza el equilibrio hacia la derecha:

Las variaciones de la presión no producen un desplazamiento del equilibrio en aquellas reacciones en fase gaseosa, en las que el número de moles de los reactivos es igual al número de moles de los productos, es decir, Δn = 0.

26. Enuncie la Ley de Van’t Hoff.

Van’t Hoff demostró en 1885 que la presión osmótica de las disoluciones suficientemente diluidas es proporcional a su concentración y a la temperatura absoluta. Exponiendo en lenguaje matemático el principio según el cual la presión osmótica de una

12

sustancia disuelta es igual a la presión que una misma cantidad de sustancia ejercería si se encontrase en estado gaseoso y ocupase un espacio igual al de la solución. Dicha ecuación es la siguiente:

La ecuación de Van't Hoff en termodinámica química relaciona la variación de la temperatura absoluta (T) con la variación de la constante de equilibrio (K) dado por la diferencia de entalpía (ΔH).

Si se asume que el calor de reacción no varía con la temperatura, la resolución de esta ecuación diferencial conduce a lo siguiente:

En esta ecuación   es la constante de equilibrio a la temperatura absoluta   

y   es la constante de equilibrio a la temperatura absoluta .   Es la variación de entalpía y   es la constante de los gases.

Considerando las relaciones entre la energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio (  y ), la ecuación también se podría escribir de la siguiente manera:

Por tanto, al representar valores de logaritmo natural de la constante de equilibrio medidos para cierto equilibrio versus el inverso de la temperatura se obtiene una línea recta, cuya pendiente negativa es igual a la variación de la entalpía dividida entre la constante de los gases, y la ordenada en el origen es igual a la variación de entropía dividida entre la constante de los gases.

27. Define los siguientes tipos de reacciones: Endotérmicas y Exotérmicas.

Exotérmicas: La reacción exotérmica aquella que desprende energía, ya sea como luz o como calor, o lo que es lo mismo: con una variación negativa de

13

la entalpía; es decir: -ΔH. El prefijo exo significa «hacia fuera». Por lo tanto se entiende que las reacciones exotérmicas liberan energía.

Endotérmica: Se denomina reacción endotérmica a cualquier reacción química que absorbe energía.

28. ¿Qué ocurre si se aumenta la concentración de alguno de los elementos reacciontes?

Al aumentar la concentración de un reactivo aumenta también el número de sus partículas (moléculas) en el medio de la reacción. La velocidad es mayor al comienzo de la reacción, pues hay una mayor concentración de reactivos, pero cuando estos disminuyen con el tiempo entonces disminuye la velocidad de reacción; por lo tanto, a mayor concentración de los reactivos se mejora la rapidez de la reacción. "La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración en moles por litro (moles/litro), de las sustancias reaccionantes". Esto significa que, si duplicamos la concentración de los reactivos entonces la velocidad de la reacción se duplica. Así mismo, al aumentar la presión en dos sustancias gaseosas que van a reaccionar entonces se aumenta su concentración y por lo tanto se aumenta la velocidad de reacción.

29. ¿Qué papel juegan los catalizadores en el equilibrio químico de una reacción?

Los catalizadores no alteran el balance energético final de la reacción química, sino que sólo permiten que se alcance el equilibrio con mayor o menor velocidad.

En algunas ocasiones también hacerla más eficiente o como agente de una función

específica en la reacción (deshidratante, coagulador, etc.). 

Existen de dos tipos de uso: 

1.- Positivos: aceleran la velocidad de reacción, la hacen más eficiente o tienen otra función específica.2.- Negativos: retardan la velocidad de reacción, es decir si algún producto se descompone fácilmente, éste catalizador evita que sea en poco tiempo.

30. Enuncie el principio de Le Chatelier-Braun

El principio fue formulado por Le Chatelier e, independientemente, por Braun en 1884, constituye una especie de «principio de inercia química» y puede expresarse así: “Si un sistema químico que en principio está en equilibrio experimenta un cambio en

14

la concentración, en la temperatura, en el volumen o en la presión parcial, variará para contrarrestar ese cambio”

Este principio es equivalente al de la Ley de masas.

31. Responsabilidad ética-moral del investigador (reflexión).

Responsabilidades éticas-morales del investigador:

1) “Tiene el deber de dedicarse a la ciencia para hallar nuevos conocimientos, hacerlos adelantar y perfeccionarse.

2) Tiene el deber de dedicarse a la ciencia en su propio país, para elevar su nivel intelectual y cultural y para lograr el bienestar, (y a través de) las tecnologías, la riqueza y la cultura.

3) Contribuirá a formar investigadores o técnicos para que prosigan a su vez las tareas de investigación.

4) Ese adelanto científico básico y aplicado deberá beneficiar a su institución, su ciudad o provincia y a su país.

5) Ayudará al desarrollo científico de los países menos desarrollados

6) Debe instruirse, mejorarse, progresar y buscar una posición donde pueda trabajar bien. Tiene deberes para con los suyos: discípulos, amigos y colegas. Debe contribuir, aún con sacrificio, al adelanto de su propio país.

7) Debe estrechar las buenas relaciones con los que cultivan la ciencia, y en especial su propia rama, en su país, las naciones hermanas y en todo el mundo. Esta estrecha confraternidad sin reticencias entre los científicos, debe ser un modelo para estrechar la confraternidad y la paz entre todos los hombres.

15

Glosario

Alcalino: Alcalino o alcalinidad es un término que describe el balance pH de una sustancia. Las sustancias alcalinas, ya sea en estado líquido o sólido, tienen niveles de pH superiores al promedio, lo cual las torna en lo opuesto a los ácidos.

Anión: especie iónica negativa que migra hacia el cátodo por efecto de un campo eléctrico.

Ánodo: Electrodo hacia donde migran los aniones y en donde se da la oxidación. Catión: Especie iónica positiva que migra hacia el cátodo por efecto de un campo

eléctrico. Cátodo: Electrodo hacia donde migran los cationes y en donde ocurre la reducción. Covalente dativo: El enlace de coordinación o covalente dativo es aquel en el que

cada par de electrones compartido por dos átomos es aportado por uno de ellos. El átomo que aporta el par de electrones se denomina dador, y el que lo recibe, receptor.

Electrodo: En términos generales es un elemento conductor de electricidad que cierra un circuito y entre cuyos extremos se establece una diferencia de potencia. Desde el punto de vista electroquímico es un elemento conductor de electricidad que establece el contacto eléctrico entre un circuito externo, conectado a otro(s) electrodo(s), y una solución electrolítica.

Electroquímica: Es una parte de la química que está relacionada con los cambios químicos producidos mediante la transferencia de electrones y de la producción de electricidad mediante reacciones químicas.

Electrón: El electrón (del griego clásico ἤλεκτρον, ámbar), comúnmente representado por el símbolo: e−, es una partícula subatómica con una carga eléctrica elemental negativa. Un electrón no tiene componentes o subestructura conocidos, en otras palabras, generalmente se define como una partícula elemental.

Hidrón: Hidrón es el nombre asignado por la IUPAC al catión hidrógeno, H+, a veces llamado protón o hidrogenión.

Ion: Un ion o ión es una partícula cargada eléctricamente constituida por un átomo o molécula que no es eléctricamente neutra.

Producto químico: Un producto químico, es un conjunto de compuestos químicos (aunque en ocasiones sea uno solo) destinado a cumplir una función. Generalmente el que cumple la función principal es un solo componente, llamado componente activo. Los compuestos restantes o excipientes, son para llevar a las condiciones óptimas al componente activo.

Reactivo: Un reactivo o reactante es, en química, toda sustancia que interactúa con otra en una reacción química y que da lugar a otras sustancias de propiedades, características y conformación distinta, denominadas productos de reacción o simplemente productos.

Conclusión

16

Los temas explícitos en este trabajo son realmente importantes ya que las reacciones químicas en las que participan los ácidos y las bases tienen importancia por las varias aplicaciones que poseen. Mediante distintos procesos industriales se obtienen ácidos y bases que suelen ser la materia prima de otras sustancias necesarias para el hombre. En la naturaleza encontramos muchas de estas sustancias. Algunas de ellas juegan un papel muy importante en los seres vivos. Por ejemplo, el ácido carbónico es fundamental en mantener constante del pH de la sangre.

La Electroquímica es rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interface de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido. La electroquímica es de vital importancia pues la electricidad es la forma de energía más usada debido a su facilidad de transformación en otras formas de energía, también las aplicaciones de la electroquímica en la industria son muy amplias. Por ejemplo, la obtención de muchos materiales tales como el hidróxido de sodio, el cloro o aluminio mediante procesos electrolíticos.

Bibliografía

Electroquímica: Ambiente y Energía.Autores: Yris Martínez y Ricardo Hernández.Edición 2004.Mérida, Venezuela.

“Electroquímica Industrial”.Autores: D. Pletcher y F. Walsh.New York EE.UU. (1993).

17

Anexos

1. Escala del pH y pOH

18

2. Oxidación del Hierro (Fe2O3)

El aprendizaje  es el proceso a través del cual se adquieren o modifican habilidades, destrezas, conocimientos, conductas o valores como resultado del estudio, la experiencia, la instrucción, el razonamiento y la observación. Este proceso puede ser analizado desde distintas perspectivas, por lo que existen distintas teorías del aprendizaje. El

19

aprendizaje es una de las funciones mentales más importantes en humanos, animales y sistemas artificiales.

APRENDIZAJE AUDITIVO:Si te es mucho más fácil aprender a través de lo que te llega por el oído, todo lo que recibes en tus clases o lo que te expliquen los demás te será de gran utilidad. Puedes aprovechar esta facilidad acudiendo a conferencias o charlas, viendo vídeos documentales sobre temas que te interesen... verás cómo aprendes mucho más que si te limitas a tus libros y apuntes.

 APRENDIZAJE VISUAL:Se da en las personas que tienen mucha más facilidad para aprender a través de lo que ven sus ojos. Si no te basta con las explicaciones del profesor para entender la lección y necesitas examinar la materia con tus propios ojos, es decir, precisas de dibujos o esquemas para retener la información, significa que tienes la llamada "memoria fotográfica" y que tu aprendizaje es visual.

 APRENDIZAJE TÁCTIL:Si tienes este tipo de aprendizaje no te sirven de mucho las explicaciones teóricas y necesitas que te enseñen mediante la práctica de la teoría dada. Entenderás mejor en qué consiste una suma y una resta si te ayudan con objetos: lápices, cajas.... En química preferirás poner en práctica las fórmulas que te explican.

 APRENDIZAJE kinestésico:Si explicas las cosas gesticulando mucho y moviéndote de aquí para allá como si representaras una obra de teatro, tu aprendizaje es kinestésico y tienes mucha facilidad para el lenguaje corporal. Tu retentiva podrá ayudarse visitando museos, yendo al teatro ...2. 1 ENSAYO Y ERRORSe ensaya para buscar la solución. Es la forma natural de aprender desde niño, ante las nuevas situaciones, el ser humano observa y explora. en la escuela, el aprendizaje por ensayo y error es útil en la medida en que la practica educativa admite el error como una fuente de este. Psicología. 4to Año de Bachillerato, mención Ciencias Prof. Luis Márquez Jiménez.3. 2 CONDICIONAMIENTO Es el proceso por medio del cual se logra producir una conducta o respuesta ante estímulos que originalmente no la producen. Este logro se debe a la asociación entre estímulo incondicionado y estímulo condicionado. Psicología. 4to Año de Bachillerato, mención Ciencias Prof. Luis Márquez Jiménez.4. 3 COMPRENSIÓN INTELIGENTE (INSIGHT-GESTALT) El aprendizaje se produce mediante una comprensión inteligente de la situación problemática, donde intervienen las leyes de la organización y las experiencias. Ocurre por una interrelación de los distintos elementos e información, lo que produce una solución a determinado problema. Psicología. 4to Año de Bachillerato, mención Ciencias Prof. Luis Márquez Jiménez.5. 4 IMITACIÓN Este tipo de aprendizaje se basa en la repetición de acciones o conductas observadas en otros individuos. Se inicia a temprana edad, e influyen las habilidades o aptitudes del sujeto. Psicología. 4to Año de Bachillerato, mención Ciencias Prof. Luis Márquez Jiménez.6. 5 TRANSFERENCIA Este tipo de aprendizaje se refiere a la transposición de conocimientos o de pautas de comportamiento adquiridos en un determinado campo o situación a otros campos o situaciones, facilitando nuevos aprendizajes. Psicología. 4to Año de Bachillerato, mención Ciencias Prof. Luis Márquez Jiménez.7. 5 TRANSFERENCIA Este tipo de aprendizaje se refiere a la transposición de conocimientos o de pautas de comportamiento adquiridos en un determinado campo o situación a otros campos o situaciones, facilitando nuevos aprendizajes. Psicología. 4to Año de Bachillerato, mención Ciencias Prof. Luis Márquez Jiménez.

20