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Es un buen libro

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  1. 1. Temas Selectos de Química II
  2. 2. 2 COLEGIO DE BACHILLERES DEL ESTADO DE SONORA Director General Mtro. Jorge Luis Ibarra Mendívil Director Académico Profr. Julio Alfonso Martínez Romero Director de Administración y Finanzas C.P. Jesús Urbano Limón Tapia Director de Planeación Mtro. Pedro Hernández Peña TEMAS SELECTOS DE QUÍMICA II Módulo de Aprendizaje. Copyright ©, 2008 por Colegio de Bachilleres del Estado de Sonora todos los derechos reservados. Tercera edición 2011. Impreso en México. DIRECCIÓN ACADÉMICA Departamento de Desarrollo Curricular Blvd. Agustín de Vildósola, Sector Sur Hermosillo, Sonora. México. C.P. 83280 Registro ISBN, en trámite. COMISIÓN ELABORADORA: Elaboración: Lyrva Yolanda Almada Ruiz Sandra Luisa Trujillo Revisión de contenido: Ramón Marcos Peralta Barreras Corrección de Estilo: Antonia Sánchez Primero Edición: Bernardino Huerta Valdez Coordinación Técnica: Claudia Yolanda Lugo Peñúñuri Coordinación General: Profr. Julio Alfonso Martínez Romero Esta publicación se terminó de imprimir durante el mes de diciembre de 2010. Diseñada en Dirección Académica del Colegio de Bachilleres del Estado de Sonora Blvd. Agustín de Vildósola; Sector Sur. Hermosillo, Sonora, México La edición consta de 1,382 ejemplares.
  3. 3. 3 Ubicación Curricular COMPONENTE: FORMACIÓN PROPEDÉUTICA GRUPO 1: QUÍMICO–BIOLÓGICO Esta asignatura se imparte en el sexto semestre; tiene como antecedente Temas Selectos de Química I, no tiene asignatura consecuente y se relaciona con Química I y II, Biología I y II y Temas Selectos de Biología I y II. HORAS SEMANALES: 3 CRÉDITOS: 6 DATOS DEL ALUMNO Nombre: ______________________________________________________ Plantel: _________________________________________________________ Grupo: ____________ Turno: _____________ Teléfono:_______________ Domicilio: _____________________________________________________ ______________________________________________________________
  4. 4. 4 Mapa Conceptual de la Asignatura
  5. 5. 5 Índice Recomendaciones para el alumno......................................................................7 Presentación ........................................................................................................8 UNIDAD I. REACCIONES ÁCIDO-BASE. ........................................................... 9 - 1.1. Características de ácidos y bases ................................................................11 1.2. Teoría de Arrhenius. ......................................................................................12 1.3. Teoría de Bronsted-Lowry .............................................................................15 1.4. Teoría de Lewis ..............................................................................................21 Sección de Tareas ...............................................................................................23 Auto Evaluación ....................................................................................................37 Ejercicios de Reforzamiento. ................................................................................41 UNIDAD II. REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN ......................................... 43 2.1. Reacciones de oxidación-reducción y su realización ..................................45 2.2. Pilas ...............................................................................................................50 2.3. Electrólisis .....................................................................................................54 Sección de Tareas ...............................................................................................57 Auto Evaluación ....................................................................................................71 Ejercicios de Reforzamiento .................................................................................73 UNIDAD III. LA QUÍMICA DE LA VIDA: BIOQUÍMICA ........................................ 75 3.1. Carbohidratos ................................................................................................77 3.2. Lípidos ...........................................................................................................82 3.3. Proteínas. .......................................................................................................86 Sección de Tareas ...............................................................................................93 Auto Evaluación ....................................................................................................103 Ejercicios de Reforzamiento .................................................................................107 Claves de respuestas ...........................................................................................109 Glosario ................................................................................................................110 Bibliografía ............................................................................................................113
  6. 6. 6 RIEMS Introducción El Colegio de Bachilleres del estado de Sonora, en atención a los programas de estudio emitidos por la Dirección General de Bachillerato (DGB), ha venido realizando la elaboración del material didáctico de apoyo para nuestros estudiantes, con el fin de establecer en ellos los contenidos académicos a desarrollar día a día en aula, así como el enfoque educativo de nuestra Institución. Es por ello, que actualmente, se cuenta con los módulos y guías de aprendizaje para todos los semestres, basados en los contenidos establecidos en la Reforma Curricular 2005. Sin embargo, de acuerdo a la reciente Reforma Integral de Educación Media Superior, la cual establece un enfoque educativo basado en competencias, es necesario conocer los fines de esta reforma, la cual se dirige a la totalidad del sistema educativo, pero orienta sus esfuerzos a los perfiles del alumno y profesor, siendo entonces el camino a seguir el desarrollo de las competencias listadas a continuación y aunque éstas deberán promoverse en todos los semestres, de manera más precisa entrará a partir de Agosto 2009, en el primer semestre. Competencias Genéricas CATEGORIAS COMPETENCIAS GENÉRICA I. Se autodetermina y cuida de sí. 1. Se conoce y valora a sí mismo y aborda problemas y retos teniendo en cuenta los objetivos que persigue. 2. Es sensible al arte y participa en la apreciación e interpretación de sus expresiones en distintos géneros. 3. Elige y practica estilos de vida saludables. II. Se expresa y comunica 4. Escucha, interpreta y emite mensajes pertinentes en distintos contextos mediante la utilización de medios, códigos y herramientas apropiados. III. Piensa crítica y reflexivamente 5. Desarrolla innovaciones y propone soluciones a problemas a partir de métodos establecidos. 6. Sustenta una postura personal sobre temas de interés y relevancia general, considerando otros puntos de vista de manera crítica y reflexiva. IV. Aprende de forma autónoma 7. Aprende por iniciativa e interés propio a lo largo de la vida. V. Trabaja en forma colaborativa 8. Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos. VI. Participa con responsabilidad en la sociedad 9. Participa con una conciencia cívica y ética en la vida de su comunidad, región, México y el mundo. 10. Mantiene una actitud respetuosa hacia la interculturalidad y la diversidad de creencias, valores, ideas y prácticas sociales. 11. Contribuye al desarrollo sustentable de manera crítica, con acciones responsables.
  7. 7. 7 Competencias Disciplinarias Básicas Ciencias experimentales 1. Establece la interrelación entre la ciencia, la tecnología, la sociedad y el ambiente en contextos históricos y sociales específicos. 2. Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en su vida cotidiana, asumiendo consideraciones éticas. 3. Identifica problemas, formula preguntas de carácter científico y plantea las hipótesis necesarias para responderlas. 4. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter científico, consultando fuentes relevantes y realizando experimentos pertinentes. 5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis previas y comunica sus conclusiones. 6. Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos fenómenos naturales a partir de evidencias científicas. 7. Explicita las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de problemas cotidianos. 8. Explica el funcionamiento de maquinas de uso común a partir de nociones científicas. 9. Diseña modelos o prototipos para resolver problemas, satisfacer necesidades o demostrar principios científicos. 10. Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la naturaleza y los rasgos observables a simple vista o mediante instrumentos o modelos científicos. 11. Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físico y valora las acciones humanas de riesgo e impacto ambiental. 12. Decide sobre el cuidado de su salud a partir del conocimiento de su cuerpo, sus procesos vitales y el entorno al que pertenece. 13. Relaciona los niveles de organización química, biológica, física y ecológica de los sistemas vivos. 14. Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y equipo en la realización de actividades de su vida cotidiana. Competencias docentes: 1. Organiza su formación continua a lo largo de su trayectoria profesional. 2. Domina y estructura los saberes para facilitar experiencias de aprendizaje significativo. 3. Planifica los procesos de enseñanza y de aprendizaje atendiendo al enfoque por competencias, y los ubica en contextos disciplinares, curriculares y sociales amplios. 4. Lleva a la práctica procesos de enseñanza y de aprendizaje de manera efectiva, creativa e innovadora a su contexto institucional. 5. Evalúa los procesos de enseñanza y de aprendizaje con un enfoque formativo. 6. Construye ambientes para el aprendizaje autónomo y colaborativo. 7. Contribuye a la generación de un ambiente que facilite el desarrollo sano e integral de los estudiantes. 8. Participa en los proyectos de mejora continua de su escuela y apoya la gestión institucional.
  8. 8. 8 Recomendaciones para el alumno El presente Módulo de Aprendizaje constituye un importante apoyo para ti; en él se manejan los contenidos mínimos de la asignatura Temas Selectos de Química II. No debes perder de vista que el Modelo Académico del Colegio de Bachilleres del Estado de Sonora propone un aprendizaje activo, mediante la investigación, el análisis y la discusión, así como el aprovechamiento de materiales de lectura complementarios; de ahí la importancia de atender las siguientes recomendaciones: „ Maneja el Módulo de Aprendizaje como texto orientador de los contenidos temáticos a revisar en clase. „ Utiliza el Módulo de Aprendizaje como lectura previa a cada sesión de clase. „ Al término de cada unidad, resuelve la autoevaluación, consulta la escala de medición del aprendizaje y realiza las actividades que en ésta se indican. „ Realiza los ejercicios de reforzamiento del aprendizaje para estimular y/o reafirmar los conocimientos sobre los temas ahí tratados. „ Utiliza la bibliografía recomendada para apoyar los temas desarrollados en cada unidad. „ Para comprender algunos términos o conceptos nuevos, consulta el glosario que aparece al final del módulo. „ Para el Colegio de Bachilleres es importante tu opinión sobre los módulos de aprendizaje. Si quieres hacer llegar tus comentarios, utiliza el portal del Colegio: www.cobachsonora.edu.mx Presentación La asignatura de Temas Selectos de Química II aportara al alumno conocimientos que le ayudaran a interpretar las reacciones acido-base y de oxido-reducción que se realizan en el ambiente y en los seres vivos, así mismo, le proporciona conocimientos para explicar el comportamiento de las sustancias orgánicas, a partir del estudio de sus estructuras. Este módulo de Temas Selectos de Química II, tiene como finalidad que el estudiante comprenda la composición de la materia-energía, los sistemas físicos, químicos y biológicos así como sus cambios e interdependencia, a través de una interrelación con los aspectos de desarrollo sustentable, dando lugar a la formación de valores respecto a la relación ciencia-tecnología-sociedad. Así mismo, busca proporcionarle conocimientos, habilidades y actitudes que le capaciten para cursar los estudios de licenciatura, en las escuelas de nivel superior, principalmente en los campos de la medicina, química y biología.
  9. 9. http://www.secundaria.us.es/franicjoc/ácidosybases.html Unidad 1 Reacciones ácido –– base. Objetivo: El alumno: Explicará el comportamiento de las reacciones ácido-base, a partir del conocimiento de las propiedades de las sustancias; mediante el análisis del comportamiento de éstas en el mundo natural que le rodea, mostrando una postura crítica y responsable ante la repercusión de su uso en el ambiente y la sociedad. Temario: ¾ Características de ácidos y bases ¾ Teoría de Arrhenius. ¾ Reacciones de neutralización. Organizador anticipado: ¿Sabías que? ¿La reacción entre el ácido nítrico (HNO3) y el bicarbonato de sodio (NaHCO3) (polvo para hornear) para producir gas dióxido de carbono (CO2) es la misma que produce la efervescencia en el alka-seltzer?
  10. 10. Temas Selectos de Química II 10 Mapa Conceptual de Unidad
  11. 11. Reacciones ácido - base 11 Evaluación Diagnóstica: Antes de iniciar esta unidad elabora un mapa conceptual con los siguientes conceptos y muéstralo a tu profesor cuando él te lo solicite. H3PO4, MgI2, Ca(OH)2, Mg3(PO4)2, sal, ácido, base, Ion, anión, catión CARACTERÍSTICAS DE ÁCIDOS Y BASES. 1.1. Habrás escuchado los términos: jabón neutro, pilas alcalinas, leche acidificada, medicamentos antiácidos, ácidos de baterías, etc, y tal vez te hayas preguntado. ¿Qué significa o que quieren decir? Ya en la antigüedad, los alquimistas habían observado que existen substancias naturales que tienen la propiedad de cambiar el color de algunos pigmentos vegetales tales como: el color de las rosas, de las violetas, del agua de canela, el de la col morada, el color del liquen llamado también tornasol y de los vegetales verdes. Observaron que muchas substancias, a pesar de ser completamente diferentes siempre provocaban el mismo cambio de color en estos pigmentos, por ejemplo: el vinagre, jugo de frutos cítricos, leche cortada, etc. Siempre cambiaban de color del liquen o tornasol a rojo mientras que otras como las cenizas, sosa, potasa, cal, etc. lo modificaban a color azul. A las primeras les dieron el nombre de ácidos (de acetum = vinagre o vino agrio), a las segundas álcalis o bases (de al kali = cenizas) y los pigmentos de estos vegetales se llamaron indicadores. Otra observación importante sobre el comportamiento de esta sustancia fue que siempre que se ponían en contacto un ácido y una base se producía una reacción química en la cual los productos formados tenían un sabor salado y perdía la capacidad de cambiar el color de los indicadores. Parte de esta actividad la puedes hacer en casa y la otra en el laboratorio. Compra una Col morado y realiza lo siguiente: • En una licuadora tritura las hojas de col, usando alcohol etílico como solvente de extracción de los pigmentos naturales presentes en los tejidos de la col morada. • Filtra el triturado usando un pedazo de tela de cualquier tipo y el filtrado colócalo en un recipiente plano (tipo refractario). • Coloca una hoja de papel bond tamaño carta en el filtrado y procura que se empape en el líquido para que se impregne totalmente de los pigmentos de la col. • Espera a que se volatice todo el alcohol y que se termine de secar la hoja de papel. • La hoja de papel seca, córtala en tiras y usa esas tiras para ver su capacidad de reacción cambiando de color ante ciertas sustancias ácidas y alcalinas. EJERCICIO 1
  12. 12. Temas Selectos de Química II 12 • Experimenta con todo tipo de sustancias caseras, de laboratorio, líquidos corporales, etc. • Realiza las observaciones, analiza los datos que obtengas y establece una conclusión que te permita comprender y dar respuesta a las siguientes preguntas: 1. ¿Qué clase de características presentan aquellas sustancias que ya conoces como ácidas? 2. ¿Qué tipo de diferencias se destacan entre las sustancias conocidas como ácidas con las sustancias conocidas como base o álcalis? • Elabora un reporte de laboratorio de acuerdo a la metodología indicada y preséntalo a tu profesor Los ácidos y las bases son sustancias de gran importancia para la vida cotidiana y para el comportamiento químico de algunas sustancias. A principios del siglo XVll, los químicos empezaron a darse cuenta de ciertas características de los ácidos y las bases. Ácidos: – Tienen sabor agrio cuando se disuelven en agua. – El papel tornasol azul lo cambia de color rojo – Neutralizan las bases Bases: – Tienen sabor amargo cuando se disuelven en agua. – Consistencia jabonosa o resbaladiza al tacto cuando se disuelve en agua. – El papel tornasol rojo lo cambia a color azul. – Neutralizan los ácidos. En la actualidad se conoce una gran cantidad de ácidos y bases tanto de origen mineral como orgánico; los científicos han elaborado teorías que tratan de explicar el comportamiento de estas substancias. TEORÍA DE ARRHENIUS. 1.2. Una de las primeras teorías que trataron de explicar el comportamiento de los ácidos y las bases fue propuesta en 1884 por Svante August Arrhenius, químico y físico Sueco. Propuso que los ácidos son sustancias que al disolverse en agua producen iones hidrógeno (H+). Son ejemplos el ácido nítrico HNO3 y el ácido acético CH3 – COOH. Las bases son sustancias que liberan iones hidróxidos (OH-) cuando se disuelven en agua, por ejemplo hidróxido de sodio NaOH y el hidróxido de calcio Ca(OH) 2 . De acuerdo con la definición de Arrhenius, las bases son compuestos iónicos que se forman con un catión y uno o más iones hidróxidos. En contraste, los ácidos son compuestos covalentes que no contienen iones hidrógeno. Los ácidos liberan iones hidrógeno en la solución debido a un rompimiento de un enlace covalente entre un hidrógeno y algún otro átomo. El Ión hidrógeno se asocia luego con las moléculas de agua para formar lo que se conoce como un Ión hidrógeno acuoso o Ión hidronio. La naturaleza opuesta de los ácidos y las bases es la razón por la que estas sustancias se neutralizan entre si. EJERCICIO 2
  13. 13. Reacciones ácido - base 13 Ejercicio 3 Clasifique cada una de las siguientes sustancias como un ácido o una base, de acuerdo con la teoría de Arrhenius. a) HCl _________________ b) Ca(OH) 2 _________________ c) H3PO4 _________________ d) H2 SO4 _________________ e) AL(OH) 3 _________________ f) KOH _________________ Ejercicio 4 Esta actividad la debes de hacer en el laboratorio de química. Es necesario recordar cómo mediste la conductividad eléctrica de un electrolito en solución acuosa. (Práctica de enlaces químicos realizada en el curso de Química 1). • Realiza la medición de la conductividad eléctrica de soluciones de ácido clorhídrico 1M, ácido sulfúrico 1M, ácido acético 1M • Realiza la medición de la conductividad eléctrica de soluciones de hidróxido de sodio 1M, hidróxido de magnesio 1M, bicarbonato de sodio 1M. • Anota las observaciones, analiza los datos obtenidos y establece tu conclusión. • Elabora un reporte de acuerdo a la metodología indicada y preséntalo a tu profesor. 1.2.1. Reacciones de Neutralización. Las propiedades de un ácido desaparecen cuando se hace reaccionar con una base y viceversa. Esto significa que la acción de un ácido neutraliza la acción de una base. ¿Por qué? Según Arrhenius, un ácido libera iones H+ y una base librera OH¯ los cuales al reaccionar forman una molécula de agua, además de una sal, las cuales son neutras. Por ejemplo: NaOH + HCl NaCl + HOH El conocimiento sobre esta reacción de neutralización es de gran importancia, ya que en ocasiones se nos presenta el malestar propio de una acidez estomacal, debido a una excesiva segregación de ácido clorhídrico en los jugos gástricos del estómago. Para combatir esta acidez estomacal se utilizan los medicamentos llamados antiácidos como carbonato de sodio (Tums®), Hidróxido de aluminio (Melox®), bicarbonato de sodio (AlkaSeltzer®). EJERCICIOS
  14. 14. Temas Selectos de Química II 14 De igual forma, en los derrames accidentales de grandes cantidades de ácidos durante su transportación, los elementos de la sociedad de protección civil cubren el área del derrame con calhidra, Ca(OH)2 en polvo para eliminar los efectos del ácido. En otras actividades, esta reacción de neutralización se utiliza para poder determinar la concentración de un ácido o de una base presente en una solución; a esto se le conoce con el término de titulación. Por ejemplo, si agregamos suficiente cantidad de una base de concentración conocida para neutralizar exactamente una determinada cantidad original de ácido, podemos utilizar la estequiometría para determinar la concentración original del ácido. El punto en el cual hemos neutralizado exactamente la sustancia se conoce como punto de equivalencia. Si recordamos lo que se revisó en la unidad de soluciones cuando se abordó la unidad de concentración de normalidad, ésta se define como: la cantidad de equivalentes-gramo de soluto disuelto por litro de solución N= #Equiv./V, entonces #Equiv.=NV En la neutralización. # Equiv.(ácido)=#Equiv.(base) N(a) V(a) = N(b) V(b) Con la aplicación de esta ecuación matemática es posible determinar la concentración de un ácido presente en el jugo de una naranja dulce y compararlo con la determinación de la acidez del jugo de una naranja agria o de un limón, o bien determinar la alcalinidad de una solución del alka Seltzer® con la cual aliviamos la acidez estomacal. Obtenida la concentración en términos de normalidad, después se puede hacer la conversión a las otras unidades de concentración como es el caso de la molaridad. Por ejemplo: ¿Qué concentración tiene una solución de KOH, si 20 ml. de esta solución se neutralizaron totalmente con 25 ml. de solución de H2SO4 0.2 N.? Si: N(a) V(a) = N(b) V(b) Entonces, N(a) = 0.2N, V(a)=25 ml., N(b)=?, V(b)=20 ml. N(b)=(N(a) V(a))/ V(b) N(b)= (0.2N x 25ml.) / 20 ml. = 0.25 N N(b)= 0.25 N TAREA 1 Página 23.
  15. 15. Reacciones ácido - base 15 Resuelve los siguientes problemas 1. ¿Cuántos ml. de una solución 0.0947N de NaOH se necesitan para neutralizar 21.4 ml. de HCl 0.106N? 2. Si se requieren 26.4 ml. de una solución de LiOH para neutralizar 21.7 ml. de HBr 0.500N ¿Cuál es la concentración normal de la base? 3. Si 75 ml. de una solución 0.823 N de HClO4 requieren 95.5 ml. de Ba(OH)2 para neutralizarse totalmente, ¿Cuál es la concentración normal de la solución alcalina? TEORÍA DE BRONSTED-LOWRY. 1.3. En 1923 La clasificación de ácidos y bases propuesta por Arrhenius fue extendida a otros disolventes además del agua y a la fase gaseosa, gracias a las investigaciones hechas por el Químico británico Thomas M. Lowry y el Químico Danés Johannes Bronsted, por lo que se necesitaba otra nueva teoría. La teoría de Bronted – Lowry define a: – Los ácidos: como sustancias que pueden donar protones o iones Hidrógenos (H+). Ejemplo: HCl + H2O H3O+ + Cl- Nota: como puedes observar el ácido clorhídrico al disolverse en agua, dona un protón a la molécula del agua para producir el ión hidrónio (H3O+). – Las bases: Como sustancias que pueden aceptar protones (H+). Ejemplo: NH3 + H2O NH4 + OH-Nota: En este caso se observa como la base NH3 acepta un protón de la molécula del agua para producir el ión hidróxido (OH-). Observarás que el agua puede aceptar o bien donar un protón, es decir, dependiendo de la sustancia con la cual entre en contacto se puede comportar como un ácido o una base. EJERCICIO 4 TAREA 2 Página 25. TAREA 3 Página 27.
  16. 16. Temas Selectos de Química II 16 A las sustancias que se comportan como ácidos y bases se les denomina anfipróticas o anfóteras. Debido a esto, es posible una reacción entre moléculas de agua simple donde una se comporta como ácido y la otra como una base. La reacción de esta ecuación es: http://www.fisicanet.com.ar/biologia/introduccion_biologia/ap1/ionizacion_del_ag ua01.jpg 1.3.1. Pares Conjugados de Ácido-Base. Miremos la reacción de NH3 y H2O otra vez: (1) NH 3 + H2O NH 4 + + OH - La reacción inversa es: (2) NH 4 + OH – NH 3 + H 2 O En este caso, NH 4 + actúa como ácido que dona un protón al OH – y el OH - actúa como base. Un ácido y una base que son relacionadas por el aumento y la pérdida de un protón se llaman un par conjugado de ácido-base. Por ejemplo, el NH 4 + es el ácido conjugado de NH 3, y el NH 3 es la base conjugada de NH 4 + . Cada ácido ha asociado a él una base conjugada. Así mismo, cada base ha asociado a ella un ácido conjugado.
  17. 17. Reacciones ácido - base 17 Según la teoría de Bronster – Lowry Ácido - protón Base conjugada Base + protón Ácido conjugado Escribe la fórmula de la base conjugada de cada uno de los siguientes ácidos. 1. H2CO3 ____________ 2. HNO3 _________ 3. H2S ___________ 4. CH3COOH __________ 5. HCl __________ 6. H2SO4 __________ Escribe la fórmula del ácido conjugado de cada una de las siguientes bases. 1. NH3 ______________ 2. CH3 –O-_________ 3.CN- ____________ 4. HS- ______________ 5. H2 O ___________ 4.ClO3 - ___________ 1.3.2. Concentración de iones hidronio y pH. Ionización del agua. ¿Es posible que el agua se ionice? ¿Si se ioniza, significa entonces que también conduce corriente eléctrica? ¿Y cómo lo pruebo? Experimentos muy precisos de medición de la conductividad eléctrica de las sustancias, han determinado que el agua como sustancia única, tiene la capacidad de conducir la corriente eléctrica, lo que confirma que se ioniza. Aplicando el conocimiento de la teoría propuesta por Bronster – Lowry, el agua se ioniza según la siguiente ecuación quimica. H2O(l) + H2O(l) → H3O+ (ac) + H3O¯(ac) La molécula de agua sufre una disociación, liberando un protón H+ como si fuera un ácido y un ión OH¯ como si fuera una base. HOH → H+ + OH¯ Los experimentos sobre la conductividad eléctrica han indicado que el agua pura es un pobre conductor de electricidad, contiene pocos iones, por lo tanto el agua pura se ioniza muy poco, estos experimentos sobre conductividad han demostrado que el agua se ioniza en el orden de 1 X 10¯7 moles de moléculas por cada decímetro cúbico de agua. Si por cada molécula de agua que se ioniza se forma un Ion de H+ y un Ion de OH¯, significa que el agua pura debe de existir un número de estos iones, o sea: [H+] = [OH¯] = 1 X 10¯7 moles/l. Nota: El uso de [ ] es para indicar las cantidades de las sustancias en términos de molaridad, es decir moles por litro. EJERCICIO 6
  18. 18. Temas Selectos de Química II 18 Lo que a su vez permite establecer la constante ionización del agua (Kw) es del orden de 1 X 10¯14. Kw = [H+] [OH¯] = (1 X 10¯7 moles/l.)(1 X 10¯7 moles/l.) = 1 X 10¯14 Esta igualdad en la concentración de los iones que resultan de la ionización del agua hace que el agua se manifieste como neutra, es decir no muestre propiedades de un ácido ni de una base. Potencial de Hidrógeno Has visto que en el agua la concentración de iones hidronio es igual a 1 X 10¯7 moles por litros. Cuando se adiciona un ácido al agua debido a la reacción que se presenta entre ellos, la concentración de iones hidronio se eleva y toma valores mayores de 1 X 10¯7 moles/l mientras que con las bases sucede lo contrario. Debido a que esos valores de las concentraciones de los iones son muy pequeñas, manejar estas cantidades sería bastante engorroso, es por ello que desde 1909 el químico danés S.P.L.Sorensen propuso que se usara sólamente un número y se refirió al exponente de la base de 10, pero en su expresión positiva. Y se le llamó como escala de pH para cuando se determine el poder o potencial de los iones H+ y además también se maneja la escala de pOH, para cuando se determine el poder o potencial de los iones OH¯. Llamada Potencial de Hidrógeno o pH. Esta escala se define como una operación matemática en la que se determina el logaritmo negativo de la concentración molar de los iones H+ presentes en el medio o disolución. ph = - log [ H+ ] Si calculamos el valor de pH para el agua tendremos que: pHw = - log 1 x 10-7 pHw = 7 A este valor de pH para el agua se le llama pH neutro. Para lo ácido los valores de pH serán menores que el valor de pH para el agua; es decir, menores que siete; y para las bases, valores mayores que siete. Ver escala de pH. TAREA 4 Página 29.
  19. 19. Reacciones ácido - base 19 Para determinar en la práctica estos valores de la escala de pH, se puede hacer mediante medios electrónicos en donde un medidor de la concentración de iones H+ detecta electrónicamente la concentración y da un valor de la escala de pH, a este aparato se le llama Potenciómetro. http://www.masso.com/content/view/31/95/lang,es/ http://www.equipesca.com.mx/producto,32?sessionid=413e60ab8a8fae607f9ae c0068012732 Otra forma de determinar los valores de pH es a través del uso de ciertas sustancias que son ácidos y bases orgánicos débiles que tienen la oportunidad de cambiar su estructura ante cierta concentración de estos iones, cambiando a su vez el color. A estas sustancias se les conoce como indicadores ácido-base Una mezcla de varios de estos indicadores ácido-base es lo que se utiliza para impregnar tiras de papel, el cual después se comercializa como papel universal, papel hydrion o simplemente papel pH, alguno de estos indicadores se relacionan a continuación en la tabla. http://recursos.cnice.mec.es/bancoimagenes2/buscador/imagen.php?idimagen =57930&zona=mat&nivel1=94&nivel2=113&nivel3=115&expresion=%22papel +reactivo%2 http://images.google.com.mx/url?q=http://www.eleco.com.uy/productos/catalog o_macherey_papeles_pH.htm&usg=AFQjCNGJR8kCbkpvxEjMx1aXZviSrcXSSg TAREA 5 Página 31.
  20. 20. Temas Selectos de Química II 20 Una vez comprendido los conceptos de pH y pOH completa la siguiente tabla. Recuerda que, la suma de pH + pOH = 14. [ H3O+ ] [ OH- ] pH pOH Caracter: Ejemplo: 100 10-14 0 14 Ácido Ácido de batería 10-1 Jugos gástricos 10-2 10-3 Jugo de limón 10-4 Agua de soda 10-5 Café negro 10-6 10-7 10-7 7 7 Neutro Agua pura 10-8 10-9 Bicarbonato de sodio 10-10 Jabón de tocador 10-11 Detergentes 10-12 10-13 Limpiadores caseros 10-14 100 14 0 Básico Limpiadores de cañerías Ejemplos: 1. ¿Cuál es el pH de una solución 0.000001 M de ácido sulfúrico? [ H+ ] = 0.000001 M =1 x 10-6 M pH = -log [ H+ ] pH = -log [1 x 10-6 ] pH = -[ log 1 + log 10-6 ] pH = - [ 0 + (-6) ] pH = 6 EJERCICIO 7
  21. 21. Reacciones ácido - base 21 2. ¿Cuál es el pH de una solución cuya concentración de ion hidronio es de 0.005 M? [ H+ ] = 0.005 M =5 x 10- 3 M pH = -log [ H+ ] pH = -log [ 5 x 10- 3 ] pH = - [ log 5 + log 10- 3 ] pH = - [ 0.70 + (- 3) ] pH = - [ 0.70 - 3 ] pH = - [ - 2.3 ] pH = 2.3 3. ¿Cuál es el pOH de una solución 0.0001 M de NaOH? [ OH- ] = 0.0001 M =1 x 10- 4 M pOH = - log [ OH- ] pOH = - log [1 x 10- 4 ] pOH = - [ log 1 + log 10- 4 ] pOH = - [ 0 + (- 4) ] pOH = 4 TEORÍA DE LEWIS. 1.4. En 1923 surge una nueva forma de clasificar a los ácidos y las bases de una manera más extendida que la clasificación de Bronsted – Lowry, y que fue enunciada por el químico americano Gilbert N. Lewis. En equipo de tres personas realiza un trabajo de investigación bibliográfica. Los temas a investigar son: • Los conceptos de ácido y base según la teoría de Lewis • Configuración puntual de los ácidos y bases según Lewis • Elabora un mapa conceptual con la información obtenida, para su discusión con el resto del grupo. Lewis amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque esta teoría no tendría repercusión hasta 1938. Son ácidos de Lewis aquellas sustancias que aceptan pares de electrones de las bases. Son ácidos de Lewis todos aquellos cationes que poseen orbitales vacíos susceptibles de aceptar pares de electrones de las bases de Lewis. En general cualquier catión de transición es un ácido de Lewis, y cualquier sustancia que posea pares de electrones no compartidos sería una base de Lewis, y podría cederlos formando un enlace covalente denominado coordinado o dativo. En cualquier compuesto de coordinación el catión central es el ácido de Lewis y las especies que coordinan con él son bases de Lewis: Fe(H2O)6 3+ (aquí el Fe3+ es TAREA 6 Página 33. EJERCICIO 8
  22. 22. Temas Selectos de Química II TAREA 7 Página 35. ¡Ojo! Recuerda que debes resolver la autoevaluación y los 22 ejercicios de reforzamiento; esto te ayudará a enriquecer los temas vistos en clase. el ácido de Lewis y las moléculas de agua son las bases de Lewis. (El oxígeno del agua posee dos pares de electrones sin compartir). El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de Lewis típico. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro férrico son catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas Ejemplo: El amoníaco se comporta como una base, ya qu es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base: H 3N: + BF3 H3N – BF3 .. H :F: H F .. H N: B F: H N B F . . H :F: H F .. Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa. Clasifique cada una de las siguientes sustancias como un ácido o una base, de acuerdo con la teoría de Lewis. a) SO3 ________________ 2- ________________ b) SO4 c) Al3+ ___________________________ - ________________ d) ClO4 e) H2O ________________ En resumen, las tres teorías sobre los ácidos y las bases son: TEORÍA ÁCIDO BASE Arrhenius Cede H+ Cede OH-Brönsted - Lowry Cede H+ Acepta H+ Lewis Acepta pares de e- Cede pares de e- EJERCICIO 9
  23. 23. Reacciones ácido - base 23 Nombre ____________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________ TAREA 1 INSTRUCCIONES: En equipo de cinco personas realiza en el laboratorio de química la presente actividad. • Prepara una solución estándar de NaOH al 0.2 N. y una solución estándar de HCl 0.2 N. • Prepara muestras por separado de 10 ml. Cada una; de jugo de naranja dulce, de jugo de naranja agria, de una disolución 1:10 de Melox®, de una disolución de alka Seltzer®. • A cada una de las muestras agrégale 6 gotas de indicador Fenolftaleina. • Las sustancias alcalinas se titulan con la solución estándar de HCl 0.2N • Las sustancias ácidas se titulan con la solución estándar de NaOH 0.2N • Anota tus observaciones, realiza las mediciones y ejecuta los cálculos para titular las sustancias, analiza los resultados y establece una conclusión. • Elabora un reporte de acuerdo a la metodología indicada y preséntalo a tu profesor. ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________
  24. 24. Temas Selectos de Química II 24 ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ R evisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________
  25. 25. Reacciones ácido - base 25 Nombre ____________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________ TAREA 2 INSTRUCCIONES: Determina el carácter ácido o base así como ácido y base conjugados, para las sustancias en las siguientes reacciones: a) H2 O + HClO4 H3O+ + ClO4 - - CH3O- + NH3 b) CH3OH + NH2 c) OH- + H3O+ H2 O + H2 O d) HCl + NH3 NH4 + + Cl-e) - + H2 O NH3 + OH- NH2 ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________
  26. 26. Temas Selectos de Química II 26 ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ R evisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________
  27. 27. Reacciones ácido - base 27 Nombre ____________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________ TAREA 3 INSTRUCCIONES: Realiza esta actividad en el laboratorio de química, utilizando un circuito que proporcione corriente directa, o una conexión simple para disponer de -corriente alterna directamente de una toma de corriente del laboratorio; un foco, un interruptor y agua destilada. Actividad Material: un limón una naranja una papa un chile sal azúcar chocolate agua destilada agua potable Procedimiento: Se combina cada material con agua destilada y se prueba la conductividad en cada una de las muestras. En base a lo realizado en el experimento responde: ¿Qué sucede en el interior de la mezcla que provoca que se prenda el foco? ¿Qué papel juega el agua en este fenómeno?
  28. 28. Temas Selectos de Química II 28 Resultados: Se anotarán los resultados para en una tabla como la siguiente: R evisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________
  29. 29. Reacciones ácido - base 29 Nombre ____________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________ TAREA 4 INSTRUCCIONES: Indica cuál es el carácter de la solución para cada uno de los valores de pH. a) pH= 5 ________________ pH= 3.35 _________________ b) pH= 9 ________________ pOH= 10.3 ________________ c) pOH= 6 _______________ pOH= 9.6 _________________ d) pH= 7 _________________ pOH= 2.8 _________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________
  30. 30. Temas Selectos de Química II 30 ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ R evisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________
  31. 31. Reacciones ácido - base 31 Nombre ____________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________ TAREA 5 INSTRUCCIONES: En equipo de cinco personas realiza en el laboratorio de química la presente actividad. • Por medio del uso de papel pH y de los indicadores ácido-base que dispongan en el laboratorio de tu plantel, determina la acidez o alcalinidad de varias sustancias comunes. • Algunas de estas sustancias comunes pueden ser: Vinagre, bebida gaseosa, jugo de uvas, pan húmedo, orina, saliva, sangre, lágrimas, clara de huevo, solución de NaOH 0.1M, solución de HCI 0.1M, etc. • Anota tus observaciones, realiza el análisis de los datos obtenidos establece una conclusión que te permita contestar las siguientes preguntas: 1. ¿Qué tipo de limitaciones se pueden detectar en el uso de los indicadores ácido-base? 2. ¿A qué se debe el hecho de que el valor de pH que determine un individuo no siempre es el mismo valor de pH que determine otro individuo? • Elabora un reporte de acuerdo a la metodología indicada y preséntalo a tu profesor. ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________
  32. 32. Temas Selectos de Química II 32 ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ R evisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________
  33. 33. Reacciones ácido - base 33 Nombre ____________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________ TAREA 6 INSTRUCCIONES: Resuelve los siguientes problemas y anota los cálculos. 1. Cuál será el valor de pH si la solución tiene una concentración [ H+] = 0.0001 moles/Lts. 2. Cuál es el pH de una solución que tiene una concentración de iones H3O+ de 0.0002M. 3. Cuál es el pH de una solución si su [H3O+] = 4.5 X 10-9 M. 4. Calcula el pH y pOH de las soluciones que tienen las siguientes concentraciones de iones hidronio. a) 3 X 10-5 mol/Lts. b) 4 X 10-3 mol/Lts. c) 2 X 10-7 mol/Lts. ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________
  34. 34. Temas Selectos de Química II 34 ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ R evisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________
  35. 35. Reacciones ácido - base 35 Nombre ____________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________ Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________ TAREA 7 INSTRUCCIONES: De la siguiente lista indica quién es ácido o base según la teoría de Lewis. a) SO3 ____________________________ b) FeCl3 ____________________________ c) OH- _____________________________ d) PH3 _____________________________ e) H2 O _____________________________ f) Zn+2 _____________________________ g) NH3 _____________________________ h) AlCl3 ____________________________ i) BF3 _____________________________ j) Ca+2 ____________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________
  36. 36. Temas Selectos de Química II 36 ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________________________ R evisión: _____________________________________________________ Observaciones:________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________ ______________________________________________________________
  37. 37. Reacciones ácido - base 37 INSTRUCCIONES: Lee cuidadosamente y responde los siguientes cuestionamientos, rellenando el círculo de la opción que consideres correcta. 1. Son sustancias que de acuerdo a la estructura de su fórmula química, se les puede considerar como ácidos según la clasificación propuesta por Arrehenius: NH3, PH3 H2O, CH3-OH HCl, HNO3 NaCl, Al(OH)3 2. Son materiales que de acuerdo a sus características físicas, se identifican como base o álcali. Jabón de baño Leche Orina Saliva 3. ¿Quién propuso que las bases deben de ser sustancias que donen pares de electrones? Svante Arrehenius J. Bronsted. T. Lowry Gilbert. N. Lewis. 4. Científico que propuso que los ácidos deben de ser sustancias que donen iones de H+ al momento de disolverse en agua: Svante Arrehenius J. Bronsted. T. Lowry Gilbert. N. Lewis. 5. Sustancias como el agua, ciertos indicadores, etc. que de acuerdo a Bronsted – Lowry pueden ser ácidos o bases, son conocidas como: Isótopos. Alótropos Anfóteros Isómeros Nombre _________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________ Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________ AUTOEVALUACIÓN
  38. 38. Temas Selectos de Química II 38 6. Al medir conductividad eléctrica de las sustancias, se encontró que el aceite vegetal puro no conduce la corriente eléctrica, lo cual significa que el aceite es: Base Ácido Sustancia que no se ioniza Anfótero 7. Si la [H+] = 2.3 x 10-9 moles por litro, esto permite determinar que el medio es: Ácido Alcalino Neutro Salino 8. Es la expresión que establece que el medio está neutro. [H- ] [OH-] [H+]= [OH-] [H+] [OH-] [H+]= 1x10-6 9. Es el valor de pH, que nos indica que el medio está alcalino. 3 5 7 9 10. Si en tu casa se presentó el hecho de que los frijoles que se pusieron a cocinar, por descuido se dejaron a la intemperie y se acedaron, ¿qué sustancia le agregarás para no perderlos? Vinagre. Polvo para hornear. Bicarbonato de sodio. Leche en polvo. 11. Una solución hecha a base de amonio tiene valores de pH= 10, este tipo de solución se recomienda aplicar en el lugar donde se acaba de recibir la picadura de una abeja, esto se debe a que en el veneno de abeja están presentes: Proteínas Ácidos Bases Sales 12. En la neutralización cada protón que cede el ácido, deberá ser aceptado por la base, esto quiere decir que si se necesita neutralizar una mol de H2SO4, ¿Cuántas moles se requieren de NaOH? 0.5 1.0 1.5 2.0
  39. 39. Reacciones ácido - base 39 13. Si se prepara una solución de HCl 0.001 M y suponiendo que su disociación es al 100%, ¿Cuál será el valor de pH para esta solución? 1 2 3 4 14. La titulación de una muestra de 50 ml. de vinagre, requiere 42.6 ml. de NaOH 0.95N. ¿Cuál será la concentración del ácido presente en el vinagre (ácido acético)? 0.80N. 0.85N. 0.90N. 0.95N. ¾ Si todas tus respuestas fueron correctas: excelente, por lo que te invitamos a continuar con esa dedicación. ¾ Si tienes de 8 a 9 aciertos, tu aprendizaje es bueno, pero es necesario que repases los temas. ¾ Si contestaste correctamente 7 ó menos reactivos, tu aprendizaje es insuficiente, por lo que te recomendamos solicitar asesoría a tu profesor. Consulta las claves de respuestas en la página 109. ESCALA DE MEDICIÓN DEL APRENDIZAJE
  40. 40. Temas Selectos de Química II 40
  41. 41. Reacciones ácido - base 41 EJERCICIOS DE REFORZAMIENTO Nombre _________________________________________________________ Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________ Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________ INSTRUCCIONES: Realiza lo siguiente: Ejercicios de Reforzamiento 1 1. ¿Cómo puedes identificar de un listado de fórmulas, a los ácidos? 2. ¿En el laboratorio cómo puedes saber que un líquido cristalino es un ácido? 3. ¿Qué produce la neutralización de un ácido con una base? 4. Si cierta cantidad de ácido se agrega a una base y llega al punto de equivalencia ¿cuál es el pH resultante? 5. ¿Qué sustancia se desprende cuando le agregan a un ácido los metales Al, Zn o Fe? Ejercicios de Reforzamiento 2 1. Durante la titulación de una solución de hidróxido de sodio 0.125 N, se gastaron 28.50 ml de solución de ácido sulfúrico 0.155 N para neutralizar el hidróxido de sodio en reacciones en las que se reemplazaron ambos iones de hidrógeno. Calcule la cantidad de mililitros de solución de hidróxido de sodio que se gastaron en la reacción. 2. Durante la titulación de 24.50 ml de una solución de hidróxido de potasio de concentración desconocida, se gastaron 35.70 ml de ácido sulfúrico 0.110 N para neutralizar el hidróxido de potasio en reacciones en las cuales reaccionaron los dos iones hidrógeno del ácido sulfúrico. Calcule: a) La normalidad y b) La molaridad de la solución de hidróxido de potasio. Ejercicios de Reforzamiento 3 Investiga sustancias caseras, líquidos corporales, bebidas, y clasifícalas en ácidas, básicas y neutras. Ejercicios de Reforzamiento 4 Investiga cómo están constituidos los amortiguadores biológicos y cuál es su función en los seres vivos.
  42. 42. Temas Selectos de Química II 42
  43. 43. FOTOSÍNTESIS Unidad 2 Reacciones de óxido –– reducción. Objetivos El alumno: Demostrará las reacciones de oxidación y reducción de la materia a partir de la descripción de reacciones donde existen intercambios electrónicos, mediante la explicación del comportamiento de éstas en algunos procesos del mundo que le rodea, mostrando una postura crítica y reflexiva ante su repercusión en el ambiente y la sociedad. Temario: ¾ Reacciones de oxidación - reducción y su realización en: ¾ Pilas ¾ Electrólisis Organizador anticipado: ¿Sabías que? El proceso oxido – reducción es una reacción química que sin el no podrían funcionar las pilas o baterías, así como en el cromado de rines para autos. La respiración proceso fundamental para la vida de los organismos superiores es otro ejemplo de este proceso de 0xido – reducción.
  44. 44. Temas Selectos de Química II 44 Mapa Conceptual de Unidad explica permite interpre tar la utilizando es un elemento otro elemento REACCIONES DE OXIDO- REDUCCIÓN ESTRUCTURAS DE LEWIS PILAS ELECTRICAS ELECTRÓLISIS BALANCEO SERIE ELECTROMOTRIZ CORROSION PROCESO SIMULTANEO GANA ELECTRONES PIERDE ELECTRONES Explica
  45. 45. Reacciones de óxido –reducción 45 Evaluación Diagnóstica: Antes de iniciar esta unidad elabora, con los siguientes conceptos, un mapa conceptual y muéstralo a tu profesor cuando te lo solicite. Oxidación, reducción, reacción química, ley de la conservación de la materia, electrolito, celda electroquímica, electrólisis, pila seca, alcalina, recargables, cromado, plateado. REACCIONES DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN Y SU REALIZACIÓN EN: EL AMBIENTE, LOS SERES VIVOS, LA INDUSTRIA. Podemos definir las reacciones de oxidación-reducción (redox) como aquellas reacciones en la que hay transferencia de electrones. La oxidación, que alguna vez mencionamos sólo para reacciones con el oxígeno, ahora la definiremos como cualquier reacción química en el cual una sustancia pierde electrones. La reducción es una reacción química en el cual una sustancia gana electrones. Sin embargo, cuando en una reacción química una sustancia se oxida, pierde electrones, y la sustancia que los gana se reduce. La sustancia que se oxida se llama agente reductor por que produce una reducción en otra sustancia. La sustancia que se va a reducir se llama agente oxidante por que produce la oxidación en otra sustancia. Definir la óxido-reducción más allá de lo expresado en la sección anterior requiere el concepto de número de oxidación. Los números de oxidación son un invento o, mejor dicho, una conversión de los químicos. Se trata de un número entero que se asigna a cada elemento presente en un compuesto, con la idea de comparar su ambiente electrónico con el del mismo elemento en estado libre. Antes de presentar su definición a través de un conjunto de reglas, analizaremos algunos ejemplos sencillos. Los números de oxidación de cada elemento en un compuesto son números positivos y negativos, asignados mediante el siguiente procedimiento: 1. Se escribe la estructura de Lewis del compuesto en cuestión. 2. Los electrones de cada enlace químico se asignan al núcleo mas electronegativo de los que se forma el enlace. (para ellos hay que consultar la tabla de electronegatividades de Pauling). 3. Si existen uniones de un elemento consigo mismo, los electrones de enlace se dividen equitativamente entre los átomos. 4. Se cuentan los electrones asignados a cada átomo, N asig* 5. El número de oxidación se obtiene restando N asig* al número de electrones de valencia del elemento, N val* N ox* = N val - N asig 2.1.
  46. 46. Temas Selectos de Química II 46 Algunos ejemplos ayudarán a aclarar el procedimiento. a) Agua, H2O. La ilustración 1 muestra los pasos que se deben seguir en el caso del agua. La figura (a) muestra la estructura de Lewis. Como el oxígeno es mas electronegativo que el hidrógeno los electrones de cada enlace O-H se asignan al oxígeno. En la figura (b) se han separado un poco los átomos, con los electrones que se les han asignado. El oxígeno tiene N asig = 8 electrones, y para el hidrógeno N asig = 0. Como el oxígeno posee seis electrones de valencia(N val =6) y el hidrógeno uno ((N val =1) sus números de oxidación son: En el agua: Oxígeno: N ox = 6-8 = 2- Hidrógeno: N ox =1-0 = 1+ Por convención internacional, se acostumbra colocar el signo después del digito, como se muestra en la figura (c). Como ves, la suma de tres números de oxidación es cero (-2+1+1=0), lo cual solo verifica que asignar los electrones a uno u otro átomo de un enlace no modifica el número total de electrones disponibles. En todo compuesto eléctricamente neutro, la suma de los números de oxidación de los elementos que lo constituyen es cero. Reglas para asignar los números de oxidación. Regla. Ejemplo. 1. El número de oxidación de cualquier elemento sin combinar es cero. H2, O2, K, Cu, Ar. 2. El número de oxidación de cualquier átomo es igual a su carga. Ion de bromuro Br, N OX =1- 3. El número de oxidación del hidrógeno siempre es 1+, excepto en los hidrocarburos metálicos, donde es -1. CH4, hidrógeno Nox =1+ NaH, hidrógeno Nox =1- 4. El número de oxidación del oxígeno es siempre 2- excepto en los peróxidos, donde es 1-.Otra excepción se presenta en los compuestos con F. H2O, oxígeno Nox =2- H2O, oxígeno Nox es 1-. 5. La suma de los números de oxidación de todos los elementos de un compuesto debe ser cero y en un Ion debe ser igual a la carga del mismo. H2O, 2(+1) + 1 (-2) = 0 CO3²-, 1(+4) + 3(-2) = -2 6. En las combinaciones binarias o ternarias entre metales y no metales, el metal tiene número de oxidación positivo y, por lo general, igual al grupo de la tabla periódica al que pertenece (si pasa del grupo 10, se le resta 10). NaF, Nox del Na=+1,Nox del F=1+ MgS, Nox del Mg=2+, Nox del S=2 . . H :O: H . . (a) . . H :O: H . . (b) 1+ 2- 1- H O H (c) Ilustración 1 Números de oxidación del H y el O en el agua(a). Estructura de Lewis (b). Asignación de electrones de acuerdo con la electronegatividad (c). Números de oxidación. TAREA 1 Página 57.
  47. 47. Reacciones de óxido –reducción 47 Para la siguiente reacción: 1 2 2 2 0 2 2 3 1 2 1 5 2 H+ O− +H+ N− O− →S + N+ O− +H+ O− El elemento Azúfre (S) se oxida pierde 2e- pasa de -2 a 0 El elemento Nitrógeno (N) se reduce ganó 3e- pasa de +5 a +2 OXIDACIÓN -8 -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 + 6 + 7 + 8 REDUCCIÓN 2 Identifica las Nsiguientes reacciones al elemento que se oxida y se reduce, así como las cantidad de e- ganados y perdidos Zn + S ZnS Oxidado Reducido Ag + HNO3 AgNO3 +NO +H2O Oxidado Reducido CuO + NH3 + Cu +H2O Oxidado Reducido Zn + CuSO4 Zn SO4 + Cu Oxidado Reducido Se han usado diversos métodos para balancear las ecuaciones redox iónicas, entre ellos con ligeras modificaciones, el método de número de oxidación que se descubrió para ecuaciones moleculares. Sin embargo, quizá el método más popular sea el de Ion-electrón. Método del ion - electrón Este método se aplica cuando en una reacción química el oxidante o el reductor van formando parte de iones que contienen oxígeno. En la igualación de una reacción por este método se distinguen algunas etapas o pasos sucesivos. Estos pasos se ilustrarán igualando una semirreacción en ambiente ácido y, otra, en ambiente alcalino. Ejemplo 1: Balancear la siguiente semirreacción en ambiente ácido: 2 7 ' Cr +3 Cr O-2 1º. Se iguala el número de átomos distinto al oxígeno. 2 7 ' 2 Cr +3 Cr O-2 2º. Se iguala el número de átomos de oxígeno, agregando moléculas de agua en el lado con menor cantidad de átomos de oxígeno, en cantidad igual a la diferencia. 2 7 ' 2 Cr +3 + 7 H2O Cr O-2 TAREA 2 Página 59. EJERCICIO 1 TAREA 3 Página 61.
  48. 48. Temas Selectos de Química II 48 3º. Los átomos de hidrógeno se igualan con iones hidrógeno, anotados en el lado opuesto donde se anotaron las moléculas de agua, tantos como sean necesarios. En esta etapa, la semirreacción está químicamente igualada. 2 7 ' 2 Cr +3 + 7 H2O Cr O-2 + 14H+ 4º. Para igualar eléctricamente, la semirreacción, se anota al lado del Ion hidrógeno el número de electrones que sean necesarios. 2 7 ' 2 Cr +3 + 7 H2O Cr O-2 + 14H+ +6e- Ejemplo 2: Igualar la semirreacción en ambiente alcalino: ClO- ' ClO − 3 1º. Se iguala el número de átomos diferente al oxígeno. ClO- ' ClO − 3 2º. Se agregan moléculas de agua en el lado con mayor cantidad de átomos de oxígeno, en cantidad igual a la diferencia. ClO- ' ClO − 3 + 2 H2O 3º. Los átomos de hidrógeno y oxígeno se igualan con iones hidroxilos, anotados en el lado opuesto a las moléculas de agua. En esta etapa la semirreacción está químicamente igualada. ClO- + 4OH- ' ClO − 3 + 2 H2O 4º. Para igualar eléctricamente, la semirreacción, se anota al lado de las moléculas de agua el número de electrones que sean necesarios. ClO- + 4OH- ' ClO − 3 + 2 H2O + 4e Balancea estas ecuaciones con el método de Ion – electrón a) I - + NO2- I2 + NO (solución ácida) b) Cl2 + IO3 IO4- + Cl- (solución básica) La oxidación – reducción en los seres vivos En biología molecular, los procesos redox tienen una gran importancia, ya que están involucrados en la cadena de reacciones químicas de la fotosíntesis y de la respiración (a nivel molecular), dos procesos fundamentales para la vida de los organismos superiores. La energía captada en la fotosíntesis y el poder reductor adquirido en el proceso, hacen posible la reducción y la asimilación de los bioelementos necesarios, como nitrógeno y azúfre, además de carbono, para formar materia viva. EJERCICIO 2 TAREA 4 Página 63.
  49. 49. Reacciones de óxido –reducción 49 La radiación luminosa llega a la tierra en forma de pequeños paquetes, conocidos como cuantos o fotones. Los seres fotosintéticos captan la luz mediante diversos pigmentos fotosensibles, entre los que destacan por su abundancia la clorofila, carotenos y xantofilas. Al absorber los pigmentos la luz, electrones de sus moléculas adquieren niveles energéticos superiores, cuando vuelven a su nivel inicial liberan la energía que sirve para activar una reacción química: una molécula de pigmento se oxida al perder un electrón que es recogido por otra sustancia, que se reduce. Así la clorofila puede transformar la energía luminosa en energía química.. La oxidación-Reducción en la industria La oxidación-Reducción es un proceso químico con infinidad de aplicaciones; en la fotografía, las películas (rollos), contienen una sustancia química muy sensible: El Bromuro de plata, el cual reacciona con la luz cuando se dispara la cámara. La reacción es la siguiente: +1 -1 0 0 AgBr Ag + Br En esta reacción ocurre una transferencia de electrones en donde el Ión Bromuro (-1) se oxida produciendo un electrón y el Ión plata (+1) los gana, ya que se reduce. El resultado es en el rollo fotográfico quedando oscuro donde le llegó más luz e incoloro donde no llegó, a este se llama negativo La reacción metálica: forma parte de obtener metales a partir de minerales. – La mayoría de los metales se encuentran oxidados en forma de minerales como óxidos, carbonatos, sulfatos, etc. – Para obtener el metal del mineral donde se encuentra es necesario pasarlo del estado oxidado a su forma metálica, es decir hay que reducirlo. Veamos el siguiente ejemplo del hierro; para extraerlo se utiliza la hematina, un óxido Férrico (Fe2O3). En el alto horno las reacciones son: 2C + O2 2CO +3 -2 + 2-2 0 +4-2 Fe2O3 + CO 2Fe + CO2 Se observa cómo el hierro disminuye su estado de oxidación, es decir, se reduce. Para obtener otros metales como el plomo, sigue un proceso de reducción similar al del hierro. TAREA 5 Página 65. TAREA 6 Página 67.
  50. 50. Temas Selectos de Química II 50 Obtención de un metal en el laboratorio – Intégrate en equipos de trabajo y efectúa la siguiente actividad experimental. A. Verter en un vaso de 100 ml. aproximadamente 60 ml. de nitrato de plata, proporcionado por tu profesor. B. Introduce una lamina de cobre de aproximadamente tres pulgadas de longitud. C. Deja que transcurran unos minutos y contesta las siguientes preguntas Escribe la ecuación de la reacción. Anota los números de oxidación a todos los elementos. ¿Qué metal se obtiene en la reacción? ¿Qué tiempo duró la reacción? ¿Qué elemento se oxidó? ¿Qué elemento se reduce? ¿A qué se debe el cambio en la coloración en la solución? PILAS. 2.2. Historia de las pilas de Luís Galvani (1737-1793) cuando realizaba experimentos con ancas de ranas observó la existencia de electricidad animal y erróneamente menciono que era movida por tejido muscular. Posteriormente, Alejandro Volta descubrió que no fue electricidad animal la que causó las contracciones de las ancas de rana, sino la reacción química entre el barandal y el metal de gancho donde colocaban las ancas de rana. En un experimento Volta colocó dos piezas circulares de plata y zinc, entre ellas un trozo de tela humana con una disolución salina (electrolito), al tocar las dos mitades con alambre se produce la corriente eléctrica y es así como se inicia la pila eléctrica de volta. Mas tarde en 1836, Juan Federico Daniell, Químico inglés, logró constituir una pila humana, usada en la telegrafía, y en 1867, el francés G. Leclanche inventó la pila seca. Utilizado hasta la fecha. En la actualidad, existe una gran variedad de pilas y baterías con diferentes usos A continuación conoceremos la estructura de la pila de Daniell y su funcionamiento EJERCICIO 3 Cuando una bobina de alambre de cobre se introduce en una solución de nitrato de plata, los iconos de plata son reducidos por el metal cobre y se depositan como plata metálica, formando cristales. La solución de nitrato de plata no tiene color, los átomos de cobre que se dicen que se han oxidado al ion cobre (II), le dan color celeste a la solución. TAREA 7 Página 69.
  51. 51. Reacciones de óxido –reducción 51 Observa el dibujo y contesta las siguientes preguntas con ayuda de tu profesor http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/10/imgs/f37P67.g if ¿Qué se produce en la pila? ¿De dónde se genera y hacia dónde se va la corriente de electrones? ¿Qué electrodos se usan? ¿Cuál es el cátodo? ¿Cuál es el ánodo? ¿Por qué ambos metales no pueden ser usados como ánodo? Serie de actividad de los metales: Para conocer qué metales pueden usarse como ánodo y cátodo es importante conocer la facilidad para oxidarse Facilidad de oxidación Au, Pt, Hg, Ag, Cu, Pb, Ni, Fe, Cr, Zn, Mn, Al, Mg, Na, Ca, K Li
  52. 52. Temas Selectos de Química II 52 ¡Ahora! A construir una pila en el laboratorio Procedimiento: 1. En dos vasos de precipitado, coloca en cada uno soluciones de sulfato de magnesio y sulfato de cobre II 2. Llena un pequeño tubo con una solución salina (NaCl), tapa los extremos con algodón e introdúcelos en ambas soluciones 3. Introduce una tira de magnesio en la solución de MgSO4 y una lámina de cobre en la solución de CuSO4 4. Conecta ambos electrodos con alambre que tengan pinzas de caimán y sujeta los metales, únelas a un voltímetro 5. Experimenta conectando los cables a un pequeño reloj que utiliza una pila de 1.5 Volts Contesta las siguientes preguntas y elabora un reporte según te lo indique tu profesor. ¿En qué electrodo se da la oxidación? ¿En qué electrodo ocurre la reducción? ¿Desde qué metal y hacia donde circula la electricidad? Escribe la reacción que ocurre en el magnesio Escribe la reacción que ocurre en el cobre ¿Qué voltaje produce el experimento? Pilas secas o pila de leclanche: Las pilas secas son dispositivos utilizados para generar electricidad por un proceso REDOX, mediante las sustancias químicas colocadas en su interior. Las pilas secas tienen una mezcla de sustancias alrededor de un electrodo de carbono, cuando las sustancias se agotan, la pila ya no es útil. Es importante no arrojarlas a la basura para no contaminar el medio ambiente. Las más contaminantes son las de Mercurio. Las reacciones que ocurren en una pila seca son: 2MnO2+2NH4 +1 + (+2e) Mn2O3 + 2NH3 + H2O Cátodo (Oxidación). Zn0 Zn+2+2e-Ánodo (reducción) Los elementos que conforman a una pila seca común son: una pasta húmeda de MnO2, NH4Cl y ZnCl2 lo envuelven en un recipiente de zinc que es el ánodo. El cátodo es un cilindro de carbón, el cual no interviene directamente en la reacción, sirve como superficie para que la reacción de reducciones se efectúe. Las baterías alcalinas contienen KOH en lugar de NH4Cl y esta sustancia proporciona voltaje en más tiempo. EJERCICIO 4
  53. 53. Reacciones de óxido –reducción 53 Pila de autos o acumulador. http://html.rincondelvago.com/files/8/4/2/000368424.png Es una pila recargable compuesta por seis o más celdas que están conectadas en serie, cada una produce 2 Volts de potencial por lo cual da un voltaje total de 12v. El cátodo (-) es de PbO2 Inmerso en malla metálica y el ánodo es de plomo (+), la solución electrolítica el H2SO4 al 38% en masa. Las semireacciones son las siguientes: PbO2 + 4H(ac) + SO4 -2 (ac) +6 2e- PbSO2 + 2H20(l) Cátodo (reducción) Pb(s) + SO4 -2 (ac) -2e- PbSO4(S) Ánodo (Oxidación) El acumulador se descarga al encender el motor, es el momento en que funciona como una pila, y este se recarga cuando el motor está encendido, ahí es cuando funciona como celda electrolítica. Recarga del acumulador. +2 PbSO4 + 2e Pb0 + SO4 -2 (Reducción) Cátodo +2 +4 -2 PbSO4 + 2H2O – 2 e- PbO2 + SO4 + 4H + (Oxidación) Ánodo.
  54. 54. Temas Selectos de Química II 54 ELECTRÓLISIS. 2.3. La electrólisis es el proceso en donde la corriente eléctrica produce un cambio químico y el dispositivo donde ocurre se llama celda electrolítica. La celda electrolítica consta de dos electrodos conectados a una fuente de corriente directa que puede ser una pila o batería, en donde los electrodos quedan inmersos a en un electrolito. La pila actúa como un generador de electrones que los mueve de un electrodo a otro. El ánodo pierde electrones y queda con carga positiva, estos se los envía al cátodo que al recibirlos queda con carga negativa. Observa la siguiente celda electrolítica: CATODO ANODO Solución de AgNO3 http://ricardi.webcindario.com/img/elis1.jpg - Notarás que el material del ánodo es de la misma naturaleza que el catión (+) del electrolito. Esta semejanza permite que durante la electrolisis el material del ánodo no sólo transfiera e- a la pila sino también participe en el proceso de oxidación.
  55. 55. Reacciones de óxido –reducción 55 Al pasar la corriente eléctrica ocurren dos reacciones: Ánodo: Ag0 - e- Ag+ (Oxidación). Cátodo: Ag + e- Ag0 (Reduccion). Procesos electrolíticos importantes. Las celdas electrostáticas son utilizadas para recubrir un objeto con un metal; por medio del proceso de electrodeposición es posible recubrir un objeto con oro, plata, cromo, etc. Electro deposición: Para efectuar este proceso se requiere: - Un trozo de un metal para recubrir (ánodo). - El objeto que se desea cubrir (cátodo), si es mal conductor se recubre con grafito para que conduzca la electricidad. - Un electrolito que contenga el Ion del metal utilizado para recubrir. - Una pila o batería. La electro deposición de utiliza para bañar de oro o plata piezas de cobre o estaño, mejorando con ello su aspecto y duración. Galvanizado: Para proteger láminas de acero u otros objetos de la corrosión, se recubren por electrodeposición con una capa de zinc. Anodizado: Es el proceso que permite proteger la superficie del metal aluminio, oxidándolo. El óxido del aluminio no se desprende y lo protegen para oxidaciones interiores la mayoría de los utensilios de aluminio están anodizados. Corrosión: Si la corrosión es la oxidación de un metal, entonces el oxígeno es un agente corrosivo muy importante. En el caso del hierro es necesario ácido para convertirlo en herrumbre (Fe2 O3). La corrosión es un problema serio. En grandes ciudades se observa fácilmente la corrosión en las construcciones, automóviles, láminas descubiertas, partes metálicas de herrería sin pintar. etc. La corrosión en un medio acuoso y es más fácil que ocurra en algunos metales que en otros. Cuando un metal se oxida fácilmente como el magnesio o zinc, esto ocurre porque los metales mencionados tienden a ceder iones a la solución con más facilidad. Protección catódica:
  56. 56. Temas Selectos de Química II 56 ¡Ojo! Recuerda que debes resolver la autoevaluación y los ejercicios de reforzamiento; esto te ayudará a enriquecer los temas vistos en clase. Algunas medidas tendientes a evitar la corrosión en los metales que tú conoces son: - Aplicación de pintura esmaltada o de aceite. - Revestimiento exterior con otro metal difícil de oxidar. - La protección catódica, la cual consiste en unir al metal que se desea proteger un trozo de otro metal más fácil de oxidar. (Esto cuando el metal esta bajo tierra). - En estructuras de subterráneo se utiliza en el magnesio, ya que es más fácil de oxidar.

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