Página 167 - Libro de Química de Primero de Bachillerato

Recuerda identificar consecuencias en al menos tres ámbitos: ecosistemas, infraestructura y salud. Piensa cómo un descenso de pH modifica procesos biológicos y reacciones químicas en el medio ambiente.

Análisis del problema: La pregunta busca explicar los efectos negativos de la lluvia ácida sobre el ambiente y la sociedad.

Resolución paso a paso:

1. La lluvia ácida presenta un pH entre 4,2 y 4,4, muy por debajo del pH natural de la lluvia (≈ 5,6).
2. Ese exceso de acidez acidifica suelos y cuerpos de agua, lo que:
• Disuelve nutrientes esenciales para las plantas y moviliza metales pesados tóxicos (Al³⁺, Pb²⁺) que dañan raíces y cultivos.
• Desestabiliza ecosistemas acuáticos: muchos peces y microorganismos no sobreviven por debajo de pH 5.
3. Corroe infraestructuras metálicas y monumentos de piedra caliza o mármol al reaccionar con H₂SO₄ y HNO₃.
4. Afecta la salud humana al incrementar la concentración de aerosoles ácidos que irritan vías respiratorias.

Conclusión/Respuesta final: Es un problema ambiental porque altera la química de suelos y aguas, afecta la biodiversidad, deteriora infraestructuras y compromete la salud humana.

Relaciona cada gas con el ácido correspondiente: SO₂ → H₂SO₄, NO_x → HNO₃. Revisa procesos industriales y transporte que los emiten.

Análisis: Debemos nombrar los principales gases precursores de ácidos fuertes en la atmósfera.

Resolución paso a paso:

1. La combustión de combustibles fósiles libera SO₂ (dióxido de azufre) y NO_x (óxidos de nitrógeno, sobre todo NO y NO₂).
2. En presencia de O₂ y H₂O atmosféricos se oxidan y forman $$H_2SO_4$$ (ácido sulfúrico) y $$HNO_3$$ (ácido nítrico).
3. Menor contribución: CO₂ genera $$H_2CO_3$$, pero no suele bajar el pH por debajo de 5.

Conclusión: SO₂ y NO_x son los contaminantes clave; en menor medida CO₂, HCl(g) y compuestos de azufre volcánico.

Recuerda la relación inversa logarítmica entre pH y [H⁺]. Identifica ácidos fuertes (disociación casi total) frente a débiles (parcial).

Análisis: Se debe explicar la formación de iones H⁺ que disminuyen el pH respecto a la lluvia natural.

Resolución paso a paso:

1. Los gases SO₂ y NO_x reaccionan en la atmósfera con O₂ y H₂O.
2. Se originan ácidos fuertes (H₂SO₄ y HNO₃) que se disocian casi completamente:

$$H_2SO_4 \rightarrow 2H^+ + SO_4^{2-}$$
$$HNO_3 \rightarrow H^+ + NO_3^-$$

3. El aumento de [H⁺] provoca que $$\text{pH}= -\log[H^+]$$ baje a valores entre 4,2–4,4.

Conclusión: Debido a la disociación de ácidos fuertes formados por contaminantes, la concentración de H⁺ es tan alta que el pH cae por debajo de 5.

Clasifica tus propuestas en prevención (evitar la emisión) y remediación (reparar daños). Relaciona cada acción con el contaminante al que apunta.

Análisis: Se solicitan medidas de prevención y mitigación.

Resolución paso a paso:

1. Reducción de emisiones: Instalar sistemas de desulfuración y catalizadores de reducción selectiva en plantas térmicas e industrias.
2. Transición energética: Promover energías renovables (solar, eólica) y eficiencia energética.
3. Combustibles limpios: Uso de gas natural y combustibles bajos en azufre.
4. Regulación y monitoreo: Normativas de límites de SO₂ y NO_x; redes de monitoreo de pH de la lluvia.
5. Reforestación y protección de suelos: Plantar especies resistentes y aplicar encalado (CaCO₃) en lagos o suelos muy ácidos.

Conclusión: Combinar tecnologías de control, políticas energéticas limpias y acciones de recuperación ambiental reduce significativamente la lluvia ácida.

1. Utilicen papel indicador universal o un pH-metro.
2. Comparen el color obtenido con la escala comercial.
3. Anoten el intervalo de pH y justifiquen posibles variaciones (por alimentación, ejercicio, etc.).
4. Seguridad: Manipulen muestras biológicas con guantes y desinfecten el material.

Análisis de la actividad: Se requiere medir o documentar el pH típico de fluidos corporales y asociarlo al color indicativo en una escala de pH.

Resolución (valores de referencia):

Conclusión: Los fluidos internos mantienen un pH cercano a la neutralidad, salvo el jugo gástrico que es fuertemente ácido.

Relaciona los conceptos de acidosis y alkalosis con los sistemas tampones: bicarbonato, fosfato y proteínas plasmáticas. Piensa en ejemplos diarios: digestión (ácido) versus secreción pancreática (básica).

Análisis: Se debe interpretar la influencia del pH en procesos fisiológicos.

Resolución paso a paso:

1. pH ácido (< 7): Desnaturaliza proteínas y enzimas fuera de rangos óptimos; acidosis metabólica o respiratoria puede causar fatiga, confusión y falla orgánica.
2. pH neutro (≈ 7,35–7,45 en sangre): Óptimo para la mayoría de reacciones enzimáticas; mantiene equilibrio iónico y transporte de oxígeno.
3. pH básico (> 7): Alkalosis provoca excitabilidad neuromuscular, calambres e interferencia en liberación de O₂ desde la hemoglobina.

Conclusión: La homeostasis del pH es vital; desviaciones pequeñas alteran funciones celulares, la actividad enzimática y la salud general.

Para cada pregunta, escribe al menos dos ideas concretas. Usa ejemplos de la clase, tu experiencia y situaciones cotidianas. Esto fortalecerá tu autoconciencia sobre el proceso de aprendizaje.

Ejemplo de reflexión personal:

1. ¿Qué he aprendido? Comprendí el origen y los efectos de la lluvia ácida, la escala de pH y su importancia biológica.
2. ¿Cómo lo he aprendido? Mediante lectura guiada, discusión en grupo y una práctica de medición de pH con indicadores.
3. ¿Para qué me ha servido? Para relacionar la química con problemas ambientales y de salud, y desarrollar habilidades experimentales.
4. ¿En qué otras ocasiones puedo usarlo? Al evaluar la calidad del agua, interpretar análisis clínicos o proponer soluciones a la contaminación.