Libro de Temas Selectos de Química II

2
PRELIMINARES
Esta publicación se terminó de imprimir durante el mes de diciembre de 2011.
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 2,108 ejemplares.
COLEGIO DE BACHILLERES
DEL ESTADO DE SONORA
Director General
Mtro. Julio Alfonso Martínez Romero
Director Académico
Ing. Arturo Sandoval Mariscal
Director de Administración y Finanzas
C.P. Jesús Urbano Limón Tapia
Director de Planeación
Ing. Raúl Leonel Durazo Amaya
TEMAS SELECTOS DE QUÍMICA 2
Módulo de Aprendizaje.
Copyright ©, 2011 por Colegio de Bachilleres
del Estado de Sonora
todos los derechos reservados.
Primera edición 2011. Impreso en México.
DIRECCIÓN ACADÉMICA
Departamento de Desarrollo Curricular
Blvd. Agustín de Vildósola, Sector Sur
Hermosillo, Sonora. México. C.P. 83280
COMISIÓN ELABORADORA:
Elaborador:
Lyrva Yolanda Almada Ruíz
Revisión Disciplinaria:
Nydia Gabriela Estrella
Corrección de Estilo:
Lucía Ordoñez Bravo
Apoyo Metodológico:
Nydia Gabriela Estrella
Supervisión Académica:
Luz María Grijalva Díaz
Diseño:
María Jesús Jiménez Duarte
Edición:
Francisco Peralta Varela
Coordinación Técnica:
Claudia Yolanda Lugo Peñúñuri
Diana Irene Valenzuela López
Coordinación General:
Ing. Arturo Sandoval Mariscal

3PRELIMINARES
Ubicación Curricular
COMPONENTE:
FORMACIÓN PROPEDÉUTICA
GRUPO: 1
QUÍMICO BIOLÓGICO
HORAS SEMANALES:
03
CRÉDITOS:
06
DATOS DEL ALUMNO
Nombre: _______________________________________________________________
Plantel: __________________________________________________________________
Grupo: _________________ Turno: _____________ Teléfono:___________________
E-mail: _________________________________________________________________
Domicilio: ______________________________________________________________
_______________________________________________________________________

5PRELIMINARES
Presentación .........................................................................................................................................................7
Mapa de asignatura..............................................................................................................................................8
BLOQUE 1: EXPLICA LAS REACCIONES DE ÁCIDO-BASE A PARTIR DE LAS PROPIEDADES DE
SUSTANCIAS COMUNES ......................................................................................................................9
Secuencia Didáctica 1: Comportamiento de ácidos y bases a partir de sus propiedades y
la Teoría de Arrhenius.................................................................................................................................10
• Ácido y bases .............................................................................................................................................11
• Características de ácidos y bases .............................................................................................................11
• Teoría de Arrhenius o de la disociación electrolítica..................................................................................14
• Reacciones de neutralización.....................................................................................................................16
Secuencia Didáctica 2: Comportamiento de ácidos y bases a partir de la Teoría de Brönsted y Lowry y la
Teoría de Lewis. ..................................................................................................................................................22
• Teoría de Brönsted – Lowry o de transferencia protónica.........................................................................23
• Par conjugado de ácidos y bases..............................................................................................................24
• Concentración de iones hidronio y pH.......................................................................................................28
• Potencial de hidrogeno o pH......................................................................................................................29
• Teoría de Lewis...........................................................................................................................................36
BLOQUE 2: REACCIONES DE OXIDO REDUCCIÓN DE LA MATERIA Y
EL MUNDO QUE LO RODEA................................................................................................................39
Secuencia Didáctica 1: Reacciones de oxidación – reducción, su realización en el ambiente,
los seres vivos y la industria .......................................................................................................................40
• Reacciones de óxido - reducción...............................................................................................................41
• Número de oxidación .................................................................................................................................42
• Balanceo de ecuaciones de óxido reducción (Redox)..............................................................................51
• Reacciones de óxido- reducción en los seres vivos..................................................................................53
• Reacciones de óxido- reducción en la industria........................................................................................57
Secuencia Didáctica 2: Funcionamiento de las diferentes pilas y la electricidad
en los procesos de óxido – reducción .......................................................................................................61
• Pilas eléctricas ............................................................................................................................................62
• Tipos de pilas eléctricas .............................................................................................................................63
• Serie electromotriz ......................................................................................................................................68
• Electrólisis ...................................................................................................................................................71
• Corrosión.....................................................................................................................................................73
BLOQUE 3: LA QUÍMICA DE LA VIDA: BIOQUÍMICA..........................................................................77
Secuencia Didáctica 1: Estructura, función y metabolismo de los carbohidratos............................................78
• Carbohidratos .............................................................................................................................................79
• Estructura y clasificación de los carbohidratos .........................................................................................79
• Función biológica de los carbohidratos.....................................................................................................87
• Metabolismo de los carbohidratos.............................................................................................................89
Índice

6
PRELIMINARES
Secuencia Didáctica 2: Estructura, función y metabolismo de los lípidos....................................................... 93
• Lípidos........................................................................................................................................................ 94
• Clasificación: Saponificables, no saponificable........................................................................................ 94
• Saponificación de los lípidos..................................................................................................................... 99
• Funciones biológicas de los lípidos ........................................................................................................ 102
• Metabolismo de los lípidos...................................................................................................................... 104
Secuencia Didáctica 3: Estructura, función y metabolismo de la proteínas .................................................. 106
• Proteínas .................................................................................................................................................. 107
• Estructura de las proteínas...................................................................................................................... 108
• Clasificación de las proteínas.................................................................................................................. 115
• Función biológica de las proteínas.......................................................................................................... 118
• Metabolismo de las proteínas ................................................................................................................. 120
Bibliografía........................................................................................................................................................ 123
Índice (continuación)

7PRELIMINARES
“Una competencia es la integración de habilidades, conocimientos y actitudes en un contexto específico”.
El enfoque en competencias considera que los conocimientos por sí mismos no son lo más importante, sino el uso
que se hace de ellos en situaciones específicas de la vida personal, social y profesional. De este modo, las
competencias requieren una base sólida de conocimientos y ciertas habilidades, los cuales se integran para un
mismo propósito en un determinado contexto.
El presente Módulo de Aprendizaje de la asignatura Temas Selectos de Química 2, es una herramienta de suma
importancia, que propiciará tu desarrollo como persona visionaria, competente e innovadora, características que se
establecen en los objetivos de la Reforma Integral de Educación Media Superior que actualmente se está
implementando a nivel nacional.
El Módulo de aprendizaje es uno de los apoyos didácticos que el Colegio de Bachilleres te ofrece con la intención de
estar acorde a los nuevos tiempos, a las nuevas políticas educativas, además de lo que demandan los escenarios
local, nacional e internacional; el módulo se encuentra organizado a través de bloques de aprendizaje y secuencias
didácticas. Una secuencia didáctica es un conjunto de actividades, organizadas en tres momentos: Inicio, desarrollo y
cierre. En el inicio desarrollarás actividades que te permitirán identificar y recuperar las experiencias, los saberes, las
preconcepciones y los conocimientos que ya has adquirido a través de tu formación, mismos que te ayudarán a
abordar con facilidad el tema que se presenta en el desarrollo, donde realizarás actividades que introducen nuevos
conocimientos dándote la oportunidad de contextualizarlos en situaciones de la vida cotidiana, con la finalidad de que
tu aprendizaje sea significativo.
Posteriormente se encuentra el momento de cierre de la secuencia didáctica, donde integrarás todos los saberes que
realizaste en las actividades de inicio y desarrollo.
En todas las actividades de los tres momentos se consideran los saberes conceptuales, procedimentales y
actitudinales. De acuerdo a las características y del propósito de las actividades, éstas se desarrollan de forma
individual, binas o equipos.
Para el desarrollo del trabajo deberás utilizar diversos recursos, desde material bibliográfico, videos, investigación de
campo, etc.
La retroalimentación de tus conocimientos es de suma importancia, de ahí que se te invita a participar de forma activa,
de esta forma aclararás dudas o bien fortalecerás lo aprendido; además en este momento, el docente podrá tener una
visión general del logro de los aprendizajes del grupo.
Recuerda que la evaluación en el enfoque en competencias es un proceso continuo, que permite recabar evidencias a
través de tu trabajo, donde se tomarán en cuenta los tres saberes: el conceptual, procedimental y actitudinal con el
propósito de que apoyado por tu maestro mejores el aprendizaje. Es necesario que realices la autoevaluación, este
ejercicio permite que valores tu actuación y reconozcas tus posibilidades, limitaciones y cambios necesarios para
mejorar tu aprendizaje.
Así también, es recomendable la coevaluación, proceso donde de manera conjunta valoran su actuación, con la
finalidad de fomentar la participación, reflexión y crítica ante situaciones de sus aprendizajes, promoviendo las
actitudes de responsabilidad e integración del grupo.
Nuestra sociedad necesita individuos a nivel medio superior con conocimientos, habilidades, actitudes y valores, que
les permitan integrarse y desarrollarse de manera satisfactoria en el mundo social, profesional y laboral. Para que
contribuyas en ello, es indispensable que asumas una nueva visión y actitud en cuanto a tu rol, es decir, de ser
receptor de contenidos, ahora construirás tu propio conocimiento a través de la problematización y contextualización
de los mismos, situación que te permitirá: Aprender a conocer, aprender a hacer, aprender a ser y aprender a vivir
juntos.
Presentación

8
PRELIMINARES
Temas
Selectos
de
Química 2
BLOQUE 1
Explica las reacciones
de ácido-base a partir
de las propiedades de
sustancias comunes
BLOQUE 2
Reacciones de oxido
reducción de la
materia y el mundo
que lo rodea
BLOQUE 3
La química de la vida:
bioquímica

Tiempo asignado: 16 horas
Explica las reacciones de ácido-base
a partir de las propiedades de
sustancias comunes.
Competencias Disciplinares Extendidas:
1. Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en su vida cotidiana, asumiendo consideraciones
éticas.
2. Identifica problemas, formula preguntas de carácter científico y plantea las hipótesis necesarias para responderlas.
3. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter científico, consultando fuentes
relevantes y realizando experimentos pertinentes.
4. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis previas y comunica sus conclusiones.
5. Explicita las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de problemas cotidianos
6. Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y equipo en la realización de actividades de su vida
cotidiana.
Unidad de competencia:
Explica el comportamiento de las reacciones ácido-base, a partir del conocimiento de las propiedades de las sustancias y
analiza su repercusión en el mundo natural que le rodea, tomando una postura crítica y responsable.
Atributos a desarrollar en el bloque:
1.1. Enfrenta las dificultades que se le presentan y es consciente de sus valores, fortalezas y debilidades.
1.4. Analiza críticamente los factores que influyen en su toma de decisiones.
1.5. Asume las consecuencias de sus comportamientos y decisiones.
3.3. Cultiva relaciones interpersonales que contribuyen a su desarrollo humano y el de quienes lo rodean.
4.1. Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, matemáticas o gráficas.
4.3. Identifica las ideas clave en un texto o discurso oral e infiere conclusiones a partir de ellas.
4.5. Maneja las tecnologías de la información y la comunicación para obtener información y expresar ideas.
5.1. Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo como cada uno de sus pasos contribuye al
alcance de un objetivo.
5.3. Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de fenómenos.
5.5. Sintetiza evidencias obtenidas mediante la experimentación para producir conclusiones y formular nuevas preguntas.
5.6. Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar información.
6.3. Reconoce los propios prejuicios, modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra nuevos
conocimientos y perspectivas al acervo con el que cuenta.
6.4. Estructura ideas y argumentos de manera clara, coherente y sintética.
7.3. Articula saberes de diversos campos y establece relaciones entre ellos y su vida cotidiana
8.3. Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos
equipos de trabajo.
11.1. Asume una actitud que favorece la solución de problemas ambientales en los ámbitos local, nacional e internacional.

10
EXPLICA LAS REACCIONES DE ÁCIDO-BASE A PARTIR DE LAS PROPIEDADES DE SUSTANCIAS COMUNES
Secuencia didáctica 1.
Comportamiento de ácidos y bases a partir de sus
propiedades y la Teoría de Arrhenius.
Inicio
Evaluación
Actividad: 1 Producto: Listado. Puntaje:
Saberes
Conceptual Procedimental Actitudinal
Identifica las sustancias
comunes en ácidas y básicas.
Diferencia las sustancias entre
ácidas y alcalinas.
Selecciona con exactitud.
Autoevaluación
C MC NC Calificación otorgada por el
docente
Es muy fácil encontrar sustancias ácidas o básicas en casa, a continuación se
muestran algunas de esas sustancias, identifícalas y realiza una lista de sustancias
ácidas y otra de básicas:
vinagre, agua carbonatada, jugo de limón, bicarbonato sódico, sosa cáustica, vitamina C, vino,
aspirina, leche magnesia, limpiador para vidrios, refresco, café, leche, pasta de dientes, jabón, saliva y
agrega otras.
Ácidas Básicas
________________ ________________
________________ ________________
________________ ________________
________________ ________________
________________ ________________
________________ ________________
________________ ________________
________________ ________________
________________ ________________
________________ ________________
Actividad: 1

11
BLOQUE 1
Desarrollo
Ácidos y bases.
Los ácidos y las bases son sustancias con las que convivimos diariamente, algunas son sustancias industriales y
caseras; también en nuestra constitución orgánica existen ácidos y bases importantes que intervienen en reacciones
químicas que nos ayudan a conservar nuestra vida, por ejemplo: el ácido clorhídrico no sólo es un componente
industrial importante, sino constituyente del jugo gástrico del estómago para facilitar la digestión, el exceso de ácido
estomacal produce acidez e indigestión. Al momento de preparear una ensalada, por ejemplo, de lechuga y pepinos,
agregamos limón; cuando queremos llevar cierta dieta tomamos jugo de naranja, toronja entre otros; si tenemos
agruras utilizamos sustancias que neutralizan la acidez estomacal.
En nuestras actividades recreativas es necesario controlar el grado de acidez en las albercas y spas. Éstos son
ejemplos del uso que hacemos de los ácidos y las bases de manera cotidiana. Los ácidos y las bases participan en
un sin numero de procesos biólogicos e industriales, incluido nuestro medio ambiente.
Características de ácidos y bases.
Características de los ácidos
1. Los ácidos tienen sabor acre (agrio). Los chiles se
conservan en vinagre, una disolución de ácido acético al 5%,
los limones contienen ácido cítrico, por ello su sabor ácido
característico.
2. Los ácidos causan el cambio de color de muchos
indicadores. Los ácidos vuelven rojo el tornasol azul y hacen
que el azul de bromotimol cambie de azul a amarillo.
3. Reaccionan con algunos metales como el magnesio y el zinc
liberando hidrógeno gaseoso (H2).
4. La disolución acuosa de los ácidos conducen la corriente
eléctrica porque se ionizan de forma total o parcial, es decir,
son electrolitos.
5. Los ácidos reaccionan (neutralizan) a los hidróxidos metálicos formando sales y agua.

12
Características de los bases
1. Las bases tienen sabor amargo.
2. Las bases son untuosas al tacto. Una disolución de blanqueador
casero se siente muy untuosa porque es muy básica.
3. Las bases causan el cambio de color de muchos indicadores; las
bases vuelven azul el tornasol rojo y el azul de bromotimol cambia
de amarillo a azul.
4. Sus disoluciones acuosas conducen la corriente eléctrica porque
las bases se ionizan o se disocian, son electrolitos.
5. Las bases reaccionan (neutralizan) con los ácidos para formar
sales y agua.
Evaluación
Actividad: 2 Producto: Cuadro comparativo. Puntaje:
Saberes
Organiza las características de
los ácidos y bases.
Compara las características que
presentan los ácidos y bases.
Trabaja con iniciativa en equipo
colaborativo.
Autoevaluación
docente
En equipo, realiza un cuadro comparativo con las características de los ácidos y bases.
Características Ácidos Bases
Sabor
Son untuosas o grasientas
Cambian el tornasol De azul a rojo
Cambian el azul de bromotimol
Reaccionan con algunos metales
Conducen la corriente eléctrica
Son electrolitos
Neutralizan A los ácidos
Actividad: 2

13
BLOQUE 1
Evaluación
Actividad: 3 Producto: Diseño Experimental. Puntaje:
Saberes
Organiza una práctica de
laboratorio para determinar el
carácter ácido y básico para
diferentes sustancias.
Diseña una actividad experimental,
aplicando el método científico.
Participa activamente con sus
compañeros de equipo.
Autoevaluación
docente
En equipo, diseña y realiza una práctica de laboratorio, utilizando el método científico,
para determinar el carácter ácido o básico de varias sustancias caseras, para la cual
deben preparar un indicador de pH casero, utilizando col morada (antocianinas).
.
Actividad: 3

14
Teoría de Arrhenius o de la disociación electrolítica.
Arrhenius un notable químico físico sueco publicó su teoría, en 1887, cuando los
conocimientos sobre la estructura de la materia se limitaban prácticamente a la
existencia de átomos y moléculas. Se desconocían las partículas subatómicas, como
el electrón y el protón. Pero se sabía, por los estudios de Faraday, que ciertas
sustancias disueltas en agua, como los ácidos, las bases y las sales, conducían la
corriente eléctrica. Las disoluciones así formadas se les llamó electrolitos.
Al realizar algunos experimentos en la Universidad de Uppsala (Suecia), Arrhenius
descubrió que algunas substancias sufren ionización en medio acuosa y otras no.
Esto significa que algunos compuestos, como por ejemplo los iónicos, generan iones
(partículas cargadas) disueltos en agua, por lo que esa solución si conduce la
corriente eléctrica, y otros compuestos que al disolverse en agua no origina iones, por
lo que es una solución que no conduce la electricidad.
Realizó el siguiente experimento:
En el primer ejemplo el foco no enciende, probando que la solución acuosa de sacarosa no conduce la electricidad.
Este tipo de solución es conocida como solución no electrolítica.
En el otro ejemplo el foco si enciende, lo que significa que la solución acuosa de sal si produce electricidad. Este tipo
de soluciones se conocen como solución electrolítica.
Arrhenius pudo observar en uno de sus experimentos que el ácido clorhídrico (HCl) al disolverse en agua forma iones
positivos y negativos, como se muestra a continuación.

15
BLOQUE 1
Observando sus experimentos, que fueron repetidos y analizados, Arrhenius concluye que algunas características se
repiten en algunos compuestos y elaboró una definición para ácidos y bases:
Ácido es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iones hidrógeno, H+
.
Base es toda sustancia que en disolución acuosa se disocia produciendo iopnes hidroxidos, OH-
.
Ejemplo de ácidos:
Ejemplo de bases:
El símbolo (ac) y el simbolo (aq), indica que el ion se encuentra hidratado, o
sea, rodeado de moléculas de agua.
Escribe las ecuaciones de ionización, según proceda de los siguientes ácidos y bases:
1. HBr
2. KOH
3. Al (OH)3
4. H3PO4
5. H2S
6. Mg(OH)2
Actividad: 4

16
Evaluación
Actividad: 4
Producto: Ecuaciones de
ionización y listado.
Puntaje:
Saberes
Expresa las ecuaciones de
ionización e identifica los
electrolitos.
Aplica los la teoría de Arrhenius de
ácidos y bases.
Resuelve los ejercicios con
seguridad.
Autoevaluación
docente
Reacciones de neutralización.
En la teoría de Arrehenius, la neutralización entre un ácido y una base se interpreta como la desaparición de los iones
característicos, H+
y OH-
, que se combinan entre sí para dar moléculas de agua:
Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base, dando a la formación de una sal y agua.
Llegando al esquema clásico de la reacción de neutralización:
Ejemplo: En la reacción de neutralización entre el ácido sulfúrico (H2SO4) y el hidróxido de
potasio (KOH), se forma el sulfato de potasio (K2SO4), que es una sal, y agua (H2O). La
ecuación química correspondiente a esta reacción es:
Este tipo de reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En este caso se puede usar
una solución indicadora para conocer el punto en el que se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos
indicadores son la fenoftaleína, azul de safranina, el azul de metileno, entre otros. Existen también métodos
electroquímicos para lograr este propósito como el uso de un potenciómetro.
Los conceptos de ácido y base han evolucionado con el tiempo, y con la teoría de Brönsted y Lowry han alcanzado
una mayor generalización al considerar como ácido a toda sustancia capaz de ceder protones y como base a toda
sustancia capaz de aceptar. Por ello, las reacciones de neutralización se denominan también reacciones de
transferencia de protones, pues en ellas los protones son transferidos del ácido a la base.
Del siguiente listado indica qué sustancias son electrólitos y cuáles no:
NaH _______________ Al2 (SO4) _________________
SiH4 _______________ NH4OH _________________
CO2 ________________ H2S _________________
Actividad: 4 (continuación)

17
BLOQUE 1





























En equipo de cinco integrantes realiza la siguiente actividad experimental:
Neutralización
Objetivo
Observar mediante el uso de indicadores una reacción de neutralización.
Materiales
3 matraces erlenmeyer de 10 ml
2 vasos de precipitados de 10 ml
1 Bureta graduada
1 soporte
1 pinza de tres dedo
Reactivos
Liquido de destapa caños (por ejemplo: marca “Drano”, que contiene las
bases (NaOH y NH4OH)
Agua destilada
Solución de HCL 1M (2 ml de ácido muriático al 18% + 10 ml de agua)
Solución indicadora (fenolftaleína o indicador de col morada)
Procedimiento
1. Arma el dispositivo (como se ve en la figura) para llevar a cabo la
neutralización por medio de una titulación.
2. Coloca el ácido en la bureta
3. En el matraz erlenmeyer, coloca una gota de destapa caños y agrega
2 ml de agua, agrega 2 gotas del indicador.
4. Abriendo con cuidado la llave da la bureta, agrega el HCl, gota a gota,
y agita el matraz después de cada adición, hasta que notes el cambio
de color en la solución básica. Esto señala el fin de la titulación, pues
toda la base ha sido neutralizada.
Una vez realizado el experimento responde lo que se te pide a continuación:
Observaciones
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
Hipótesis
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
Actividad: 5

18









































Evaluación
Actividad: 5 Producto: Experimento. Puntaje:
Saberes
Reconoce una neutralización
entre un ácido y una base.
Demuestra el proceso der
neutralización entre un acido y una
base utilizando sustancias caseras.
Colabora de forma entusiasta sus
Autoevaluación
docente
Conclusiones:
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________________________________
Preguntas:
¿Qué cambio de color ocurrió en la solución, cuando añadiste el ácido a la base? ¿Por qué se obtuvo ese color?
¿Qué nos indica el cambio de color?
¿Cual es la ecuación química que corresponde a esta neutralización?
Nota: NO PRUEBES ningún ácido o base a no ser que tengas la absoluta certeza de que es inocuo. Algunos
ácidos pueden producir quemaduras muy graves. Es peligroso incluso comprobar el tacto jabonoso de algunas
bases, porque pueden producir quemaduras.

19
BLOQUE 1
Cierre
Realiza la siguiente actividad experimental en el laboratorio, forma equipos de cinco
integrantes y entrega un reporte a tu profesor aplicando el método científico.
Conductividad eléctrica
Objetivo
Investigar el comportamiento de las diversas sustancias frente a la corriente eléctrica y clasificarlas según los
resultados obtenidos.
Ser capaz de idear circuitos eléctricos sencillos para comprobar la conductividad eléctrica en diferentes
sustancias.
Material Sustancias
Probador de conductividad eléctrica - Sacarosa (azúcar
- Batería de 9 V - Un limón
- Clip para batería de 9 V - Papa
- Alambre de cobre aislado - Vinagre
- Foco de 6V o 9V - Leche
- Porta foco - Café
Vasos de precipitado de 50 ml (3) - Jabón líquido
Piseta con agua destilada - Agua potable
Procedimiento
1. Construye el dispositivo para probar corriente como lo muestra la figura.
2. Coloca la sustancia en el vaso de precipitado.
3. Sumerge los electrodos del circuito eléctrico y observa si se enciende el foco.
4. Una vez hecha la comprobación, retira los electrodos y lávalos con el agua de la piseta
5. Seca con un paño o toalla desechable los electrodos.
6. Repite los pasos anteriores utilizando una solución diferente hasta terminar
Actividad: 6

20
Con lo observado en el experimento anterior completa la siguiente tabla y responde las
preguntas.
Sustancias Conductoras No- conductoras
Sacarosa
Jugo de limón
Papa
Leche
Café
Jabón líquido
Agua potable
Vinagre
Preguntas
1. Realiza una clasificación de las sustancias conductoras, comparando la intensidad del brillo y responde
¿a qué se debe que la intensidad del brillo del foco, sea mayor en unas sustancias que en otras?

21
BLOQUE 1
Evaluación
Saberes
Reconoce mediante la
conductividad eléctrica los
ácidos y bases según Arrhenius.
Interpreta los resultados
identificando si existe ionización
(formación de electrolitos).
Es cuidadoso en el desarrollo
experimental.
Autoevaluación
docente
2. ¿Existe una relación entre la conductividad de las soluciones con la presencia de iones en
las mismas?
3. ¿Son mejores conductores los ácidos que las bases?
4. ¿Por qué algunos compuestos orgánicos como la sacarosa, no son buenos conductores de la electricidad?
5. En la figura siguiente, se puede observar un reloj digital de tomate. Explica ¿qué relación hay entre este y el
experimento anterior?

22
Comportamiento de ácidos y bases a partir de la Teoría de
Bronsted- Lowry y la teoría de Lewis.

Inicio
Evaluación
Actividad: 1 Producto: Mapa conceptual. Puntaje:
Saberes
Relaciona conceptos de ácidos
y bases.
Organiza los conceptos de acuerdo
a su acidez o basicidad.
Resuelve con esmero el ejercicio.
Autoevaluación
docente
Realiza un mapa conceptual con los siguientes conceptos y compuestos:
pH, ácido, neutro, pH=13, pH=4, Vinagre, Peptobismol, agua, , alcalino, pH=7, protón
(H+
), Hidroxilo (OH-
), potenciómetro.
Actividad: 1

23
BLOQUE 1
Desarrollo
Teoría de Brönsted-Lowry o de la transferencia protónica.
Una nueva definición de ácidos y bases, más amplia que la de Arrhenius y
aplicable incluso a los disolventes no acuosos, fue propuesta, en 1923, por
Brönsted, danés, y Lowry, ingles, de modo independiente y simultáneo:
Ácido es toda sustancia capaz de donar protones (los iones, H+
, son protones).
Base es toda sustancia capaz de aceptar protones, mediante un enlace
covalente.
La teoría de Brönsted y Lowry explica el carácter ácido o básico de disoluciones de ciertas sustancias que no poseen
en su molécula hidrógeno o grupos hidróxidos, como por ejemplo el carbonato de sodio (Na2CO3) o el amoniaco
(NH3) que dan disoluciones básicas.
Siguiendo esta nueva definición, un ácido puede ser tanto un compuesto neutro
Como una especie iónica, catión o anión,
Una base puede ser un compuesto neutro,
O un anión
El número y variedad de ácidos de Brønsted es muy grande; algunos de ellos nos resultan familiares. Ácidos tales
como HCl, HNO3 o CH3COOH son capaces de donar tan sólo un protón y por ello se denominan ácidos
monopróticos, para diferenciarlos de otros ácidos capaces de donar dos o más protones, y que por ello se conocen
como ácidos polipróticos.
El ácido carbónico es un ejemplo de ácidos polipróticos:

24
Al igual que existen ácidos que pueden donar más de un protón, también hay bases polipróticas que pueden aceptar
más de un protón. Los aniones de ácidos polipróticos tales como CO3
2-
, SO4
2-
, C2O4
2-
o PO4
3-
, son bases polipróticas,
tal como se muestra para el ion sulfato:
Por consiguiente, para que una sustancia pueda actuar como ácido, tiene que estar en presencia de otra que actúe
como base. Es decir, para ser un ácido de Bronsted-Lowry, una molécula o ion debe tener un hidrógeno que pueda
transferir como ion H+
y para ser una base, una molécula o ion debe tener un par electrónico sin compartir para
aceptar el ion H+
.
En las disoluciones acuosas el agua desempeña este papel, actúa como base frente a los ácidos, y como ácido
frente a las bases.
Al examinar los ejemplos anteriores, nos podemos dar cuenta que, la molécula de agua se comporta como base de
Bronsted-Lowry en unos ejemplos y en otros se comporta como ácido.
Una sustancia que se comporta de esta manera se le llama anfótera. Una sustancia anfótera se comporta como ácido
cuando se combina con una sustancia más básica y como base cuando se combina con una sustancia más ácida
Par conjugado de ácidos y bases.
En la representación observamos que una molécula de agua cede un hidrógeno (protón) a otra molécula de agua
(pares de electrones sin compartir) y se obtiene el ion hidronio (NH3
+
) y el ion hidroxilo (OH-
).
A su vez, el ion hidronio (NH3
+
) cede un hidrógeno (protón) al ion hidroxilo (OH-
) formando nuevamente moléculas de
agua.
Se establece un equilibrio acido-base el que se puede expresar:

25
BLOQUE 1
De acuerdo con la teoría de Bronsted-Lowry tanto la reacción directa e indirecta produce un ácido y una base, por lo
que podemos decir que cada par acido-base genera otro par de acido-base a los que se les llama conjugados.
El ácido, al ceder protones se transforma en una especie química capaz de aceptar protones, es decir, en una base,
llamada base conjugada:
Igualmente, la base, al aceptar los protones aportados por el ácido, se transforma en una especie química capaz de
ceder protones, es decir, en un ácido, llamado ácido conjugado:
La ecuación global correspondiente a ambos procesos es:
Donde la Base1 es la base conjugada del Ácido1 y el Ácido2 es el ácido conjugado de la Base2.
Ejemplos:

26
Resuelve los siguientes ejercicios:
1. Escribe la fórmula de la base conjugada de cada especie siguiente aplicando la definición de la teoría de
ácido-base según Brønsted-Lowry:
a) H2O
b) HBr
c) HS-
d) PH4
+
2. Identifica los ácidos y bases de Brønsted-Lowry de estas reacciones y agrúpelos en pares conjugados
ácido-base.
Actividad: 2

27
BLOQUE 1
Evaluación
Actividad: 2 Producto: Ecuaciones ácido-base. Puntaje:
Saberes
Identifica los pares conjugados
de la teoría de ácidos y bases
según Brønsted-Lowry.
Aplica la teoría de ácidos y bases
propuesta por Brønsted-Lowry.
Muestra interés en la resolución
de la actividad.
Autoevaluación
docente
3. Identifica cada reactivo y cada producto de las reacciones químicas siguientes como ácido
Brønsted-Lowry, base de Brønsted-Lowry y ninguno de ellos. Escriba las especies de cada
reacción como pares conjugados ácido-base.

28
Concentración de iones hidronio y pH.
Ionización del agua
Aunque es una pobre conductora de la electricidad, el agua pura se ioniza en iones hidronio (H3O+
) o hidrógeno (H+
)
e hidróxido o hidroxilo (OH-
).
Dos moléculas polares de agua pueden ionizarse debido a las fuerzas de atracción por puentes de hidrógeno que se
establecen entre ellas.
Aunque lo haga en baja proporción, esta disociación del agua en iones, llamada ionización, se representa según la
siguiente ecuación:
Al producto de la concentración de iones hidronio [H3O+
] por la concentración de hidroxilo [OH−
] se le denomina
producto iónico del agua y se representa como Kw Las concentraciones de los iones H+
y OH–
se expresan en moles /
litro (molaridad).
Este producto tiene un valor constante igual a 10−14
a 25º C, como se grafica en la siguiente ecuación:
O, que es lo mismo:
Debido a que en el agua pura por cada ion hidronio (o ion hidrógeno) hay un ion hidróxido (o hidroxilo), la
concentración es la misma, por lo que:
De esta expresión se deduce que las concentraciones de hidronios (también llamada de protones) [H+
] y de hidroxilos
[OH-
] son inversamente proporcionales; es decir, para que el valor de la constante de disociación se mantenga como
tal, el aumento de una de las concentraciones implica la disminución de la otra.
Una solución en la que [H3O+
] es igual a [OH-
] se llama solución neutra.
Si se agrega un ácido, la concentración del ion hidronio aumenta y el equilibrio entre los iones hidronio y hidroxilo se
altera momentáneamente, hasta que el producto de las concentraciones de los dos iones se haya reducido a 10-14
.
Cuando el equilibrio se restablece nuevamente, las concentraciones de los dos iones ya no serán iguales.
Si, por ejemplo, la concentración del ion hidronio es de 1x10-3
N cuando el equilibrio se restablece la concentraciones
del ion hidroxilo será de 1 x 10 -11
(el producto de las dos concentraciones es igual a 10-14
).

29
BLOQUE 1
Potencial de Hidrogeno pH.
El producto [H+
]•[OH-
]= 10–14
, que se denomina producto iónico del agua,
es el valor que constituye la base para establecer la escala de pH, que
mide la acidez o alcalinidad de una disolución acuosa; es decir, su
concentración de iones [H+
] o [OH–
], respectivamente.
La sigla pH significa "potencial de hidrógeno" (pondus Hydrogenii, del latín
pondus, = peso; hydrogenium, = hidrógeno).
Este término fue acuñado por el químico danés Sorensen, quien lo definió
como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones hidrógeno o
iones hidronio presentes en la disolución.
En disoluciones diluidas, en lugar de utilizar la actividad del ion hidrógeno, se le puede aproximar empleando la
concentración molar (moles/litros) del ion hidrógeno:
[H3O+
] = 1 × 10–7
M (0,0000001)
pH = –log [10–7
] = 7
pH menores a 7 indican soluciones acidas
pH mayores a 7 indican soluciones alcalinas
pH igual a 7 indica la neutralidad de la disolución
Ejemplo:
1. Calcule el pH de una disolución de HClO4, si la concentración de ión hidronio será igual a 0.03 M
Datos Fórmula Sustitución Resultado
[H3O+
]= 0.03 M = 3 x 10-2
pH= – log [H3O+
] pH= – log [0.03] pH= 1.5
(Muy ácida)
2. Calcula el pH de una disolución 0.05 M de NaOH, cuya concentración de ión hidroxilo será igual a 0,05 M
Datos Fórmula Sustitución Resultado
[OH-
]= 0.05 M pOH= – log [OH-
] pOH= – log [0.05] pOH= 1.3
Formula Despeje de pH Sustitución de pOH Resultado
pH + pOH = 14 pH= 14 – pOH pH= 14 – 1.3 pH=12.7
(Muy básica)
3. Calcula la concentración de OH-
de una disolución de NaOH cuyo pH es de 12.15.
Se sustituye el valor de pH:
Se multiplica por -1 ambos lados:

30
Se aplica la función inversa de log (10x
) en ambos lados de la ecuación:
Se calcula la concentración de OH-
a partir de la constante del producto iónico del agua.
Resultado:
En la figura de abajo se señala el pH de algunas soluciones. En general hay que decir que la vida se desarrolla a
valores de pH próximos a la neutralidad.

31
BLOQUE 1
Evaluación
Actividad: 3 Producto: Ejercicios. Puntaje:
Saberes
Reconoce los conceptos de pH
y pOH.
Resuelve problemas para
determinar pH, POH y
concentración de H+
y OH-
.
Muestra interés al realizar los
ejercicios.
Autoevaluación
docente
En equipo de tres integrantes, resuelve los siguientes problemas y comenta los
resultados al grupo.
1. El ácido ascórbico es un ácido poliprótico presente en las frutas ácidas, determina su pH si se tiene una
concentración de ion hidrogeno de 0 .0002 mol/Lts.
2. Obtén el pH y el pOH de una disolución de jugo de naranja en la que se tiene una concentración de ion
H3O+
de 5.7 x 10-4
M.
3 El ácido cacodílico se emplea como defoliante del algodón, una solución con una [H3O+
]= 2.5 x 10-9
mol/
Lts de este ácido. ¿Qué pH y pOH presenta?
4. La concentración del ion hidróxido (OH-
) de una solución amoniacal para limpieza doméstica es 0.004 M.
Calcula el pH de esta solución.
5. Una solución como la leche de magnesia que utilizamos como antiácido, tiene un pH de 9.87. Calcula la
concentración de OH-
presentes en la solución.
6. El pH de los jugos gástricos del estómago es de 1.3. Calcula la concentración molar de H+
presentes en el
estómago.
Actividad: 3

32
Evaluación
Actividad: 4 Producto: Puntaje:
Saberes
Relaciona la concentración de
los iones H+
y los iones OH-
.
Con los valores de pH y pOH.
Interpreta los valores de pH y pOH.
Resuelve el ejercicio con
entusiasmo.
Autoevaluación
docente
Completa la siguiente tabla analizando la lectura de potencial de hidrógeno y la figura
anterior.
[H3O+
] [OH-
] pH pOH
Carácter
Ácido-básico
100
10-14
0 14 ácido
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
5 9 ácido
10-6
10-7
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
13 1 básico
10-14
100
Actividad: 4

33
BLOQUE 1
Medición del pH en el laboratorio
El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también
conocido como el pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre
dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y
un electrodo de vidrio que es sensible al ion de hidrógeno.
A pesar de que muchos potenciómetros tienen escalas con valores que van desde 1
hasta 14, los valores de pH también pueden ser aún menores que 1 o aún mayores
que 14.
Por ejemplo el ácido de batería de automóviles tiene valores cercanos de pH
menores que uno, mientras que el hidróxido de sodio1 M varía de 13,5 a 14.
También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución
empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color
según el pH.
Generalmente se emplea papel indicador pH, que se trata de papel impregnado
de una mezcla de indicadores cualitativos para la determinación del pH.
El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros
indicadores usuales son la fenolftaleína y el anaranjado de metilo.
La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más usados en ciencias tales
como química, bioquímica y la química de suelos. El pH determina muchas características notables de la estructura y
actividad de las biomacromoléculas y, por tanto, del comportamiento de células y organismos.

34
Realiza en equipo de 4 o 5 integrantes la siguiente práctica de laboratorio para
determinar el valor de pH de diferentes sustancias caseras, utilizando indicadores de
papel pH o papel tornasol. Entrega un reporte a tu profesor aplicando en este
experimento los pasos del método científico.
Determinación de pH
Sustancias
- Refresco de cola - Leche magnesia
- Limpiador de vidrios - Vinagre
- Vino - Jabón líquido
- Leche - Café
- Saliva - Agua natural
- Salsa picante - Chamoy
Material
3 Vasos de precipitado
Papel indicador pH
Papel indicador tornasol
Procedimiento
1. Coloca las sustancias en los vasos de precipitado.
2. Sumerge una tira de papel indicador un par de segundos en la disolución a examinar.
3. Espera unos 10 a 15 segundos, observa y compara el color resultante con los de la escala de colores,
para determinar su pH.
4. Realiza una tabla, donde especifiques el pH obtenido para cada sustancia.
Investigación
1. Investiga los efectos que causan el consumir las siguientes sustancias: el refresco de cola, el vino, la
salsa picante, la leche magnesia, el café y el chamoy.
2. Explica qué relación tiene el pH de cada sustancia, en los efectos negativos o positivos que causan al
ser consumidos.
Actividad: 5

35
BLOQUE 1
Evaluación
Saberes
Reconoce el pH de diferentes
sustancias utilizando papel
indicador pH y papel tornasol.
Demuestra la acidez o alcalinidad
de diferente sustancias al
determinar su pH.
Comparte sus conocimientos y
resultados con sus compañeros.
Autoevaluación
docente
Investigación
3. Investiga los efectos que causan el consumir las siguientes sustancias: el refresco de
cola, el vino, la salsa picante, la leche magnesia, el café y el chamoy.
4. Explica qué relación tiene el pH de cada sustancia, en los efectos negativos o positivos que causan al
ser consumidos.

36
Teoría de Lewis.
En 1923, el profesor G. N. Lewis (1875-1946) presentó la teoría más completa de la teoría ácido-base; a continuación
se dan las definiciones de Lewis.
Un ácido es toda especie que puede aceptar en forma compartida un par de electrones.
Una base es toda especie que puede compartir o donar un par de electrones.
Estas definiciones no especifican qué par de electrones debe transferirse de un átomo a otro, sólo que un par de
electrones, que reside originalmente en un átomo, debe estar compartido entre dos átomos. Cuando una base de
Lewis dona un par de electrones a un ácido de Lewis ambos forman un enlace covalente coordinado, en el cual
ambos electrones provienen de uno de los átomos.
Un protón (H+
) es un aceptor de un par de electrones y, por consiguiente, un ácido de Lewis, dado que pueda unirse
a un par solitaroio de electrones es una base de Lewis. El ión óxido (O2-
) es una base de Lewis. Forma un enlace
covalente coordinado con un protón (H+
), un ácido de Lewis, mediante la provisión de los dos electrone necesarios
para el enlace:
De manera similar, cuando la base de Lewis amoníaco, NH3, se disuelve en agua, algunas de sus moléculas aceptan
protones a partir de moléculs de agua:
Toda base de Lewis es también una base de Brønsted. Sin embargo, todo ácido de Lewis no es necesariamente un
ácido de Brønsted y un ácido de Lewis no necesita contener un átomo de hidrógeno.
Ejemplo:
La reacción de tricloruro de boro con amoniaco es una reacción típica ácido-base de Lewis; donde se forma un
enlace coordinado.


37
BLOQUE 1

Evaluación
Saberes
Reconoce los ácidos y bases
según la teoría de Lewis.
Aplica la teoría de Lewis para
ácidos y bases.
Autoevaluación
docente
En equipo de tres integrantes resuelve los siguientes problemas.
1. Clasifica cada una de las siguientes sustancias como un ácido o una base de acuerdo con
la teoría de Lewis.
a) SO3
b) SO4
2-
c) Al3+
d) ClO4
-
2. En cada una de las reacciones siguientes, identifica las especies que se comportan como ácido y como
base según la teoría de Lewis.
Actividad: 6

38
Cierre
Evaluación
Actividad: 7 Producto: Ejercicios prácticos. Puntaje:
Saberes
Reconoce las teorías de
Brønsted-Lowry y de Lewis.
Resuelve problemas aplicando la
teoría de Brønsted-Lowry y Lewis.
Es aplicado en la realización de
los trabajos.
Autoevaluación
docente
En forma individual resuelve los siguientes ejercicios y comenta los resultados en
forma grupal.
1. Completa los siguientes equilibrios ácido-base según Brønsted-Lowry.
2. La concentración de OH-
en cierta solución amoniacal para limpieza doméstica es 0.005M. Calcula la
concentración de iones H+
y el pH.
3. El pH fisiológico es de 7.4. ¿Cuál es la concentración de iones hidrógeno de una disolución de pH
fisiológico?
4. La concentración de iones hidrógeno en una solución fue de 3.2 x 10-4
M al momento de destaparlo.
Poco después de exponerla al medio ambiente, la concentración de este ión era de 2.5 x 10-3
M. Calcula
el pH de ambas ocasiones.
5. La siguiente ecuación:
Es una reacción ácido-base de Brønsted-Lowry o de Lewis, explica tu respuesta.
Actividad: 7

Tiempo asignado: 16 horas
Reacciones de óxido reducción de la
materia y el mundo que lo rodea.
Competencias Disciplinares Extendidas:
1. Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en su vida cotidiana, asumiendo consideraciones
éticas.
2. Identifica problemas, formula preguntas de carácter científico y plantea las hipótesis necesarias para responderlas.
3. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter científico, consultando fuentes
relevantes y realizando experimentos pertinentes.
4. Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos fenómenos naturales a partir de evidencias científicas.
5. Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la naturaleza y los rasgos observables a simple vista o mediante
instrumentos o modelos científicos.
6. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis previas y comunica sus conclusiones.
7. Explicita las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de problemas cotidianos
8. Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y equipo en la realización de actividades de su vida
cotidiana.
Unidad de competencia:
Demuestra las reacciones de oxidación y reducción de la materia, a partir de la descripción de reacciones donde existen
intercambios de electrones y su aplicación en algunos procesos del mundo que lo rodea, mostrando una postura crítica y
reflexiva ante su repercusión en el ambiente y la sociedad.
Atributos a desarrollar en el bloque:
1.1. Enfrenta las dificultades que se le presentan y es consciente de sus valores, fortalezas y debilidades.
3.3. Cultiva relaciones interpersonales que contribuyen a su desarrollo humano y el de quienes lo rodean.
4.1. Expresa ideas y conceptos mediante representaciones lingüísticas, matemáticas o gráficas.
4.2. Aplica distintas estrategias comunicativas según quienes sean sus interlocutores, el contexto en el que se encuentra y los
objetivos que persigue.
4.5. Maneja las tecnologías de la información y la comunicación para obtener información y expresar ideas.
5.1. Sigue instrucciones y procedimientos de manera reflexiva, comprendiendo como cada uno de sus pasos contribuye al
alcance de un objetivo.
5.3. Identifica los sistemas y reglas o principios medulares que subyacen a una serie de fenómenos.
5.5. Sintetiza evidencias obtenidas mediante la experimentación para producir conclusiones y formular nuevas preguntas.
5.6. Utiliza las tecnologías de la información y comunicación para procesar e interpretar información.
6.3. Reconoce los propios prejuicios, modifica sus puntos de vista al conocer nuevas evidencias, e integra nuevos
conocimientos y perspectivas al acervo con el que cuenta.
6.4. Estructura ideas y argumentos de manera clara, coherente y sintética.
7.3. Articula saberes de diversos campos y establece relaciones entre ellos y su vida cotidiana
8.3. Asume una actitud constructiva, congruente con los conocimientos y habilidades con los que cuenta dentro de distintos
equipos de trabajo.
11.1. Asume una actitud que favorece la solución de problemas ambientales en los ámbitos local, nacional e internacional.

40 REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN DE LA MATERIA Y EL MUNDO QUE LO RODEA
Reacciones de oxidación-reducción, su realización en
el ambiente, los seres vivos y la industria.
Inicio
Evaluación
Actividad: 1 Producto: Cuestionario. Puntaje:
Saberes
Recuerda los conocimientos de
oxidación.
Demuestra sus conocimientos en el
tema de óxido reducción.
Realiza la actividad con
entusiasmo.
Autoevaluación
docente
En equipo y en base a tus conocimientos resuelve los siguientes cuestionamientos.
1. Explica cuál crees que sea la razón del obscurecimiento que sufre una manzana, un plátano
o el aguacate, cuando lo pelas.
__________________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
2. Define oxidación:
__________________________________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________________________________
_______________________________________________________________________________________________
3. Determina el número de oxidación de cada uno de los elementos presentes en los siguientes compuestos.
a) H2S
b) KMnO4
4. Menciona varios ejemplos de oxidación que se lleven a cabo en el medio ambiente, en los seres vivos y en
su entorno.
________________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
________________________________________________________________________________________________
Actividad: 1

41
BLOQUE 2
Desarrollo
Reacciones de Oxido- Reducción.
Las reacciones denominadas de oxidación-reducción, son muy importantes
para nuestra vida cotidiana. La energía que necesitamos para realizar
cualquier actividad, la obtenemos fundamentalmente de procesos de
oxidación-reducción, como el metabolismo de los alimentos, la respiración
celular, entre otros. Además, son responsables de procesos como la
corrosión de los metales, el oscurecimiento de una manzana cortada, la
acción de los conservantes alimenticios, la combustión, el blanqueado de
las lejías.
Hoy en día, las reacciones de oxidación – reducción se utilizan en infinidad
de procesos, especialmente en el campo de la industria; por ejemplo, en la
generación de energía eléctrica (pilas electroquímicas), o el proceso
inverso; es decir, a través de la electricidad, provoca reacciones químicas
que no son espontáneas, de gran utilidad para la obtención de metales y
otras sustancias de gran interés social (electrólisis). También son de gran
utilidad para la labor policial, ya que una reacción de este tipo, entre el ión
dicromato y el alcohol etílico, es la que permite determinar con gran
precisión el grado de alcoholemia de conductores.
Reacciones de óxido reducción o redox: son aquellas reacciones en las cuales los átomos experimentan cambios del
número de oxidación. En ellas hay transferencia de electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan
simultáneamente, un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de electrones perdidos es
igual a la cantidad de electrones ganados.
La pérdida de un electrón se denomina oxidación y el átomo o molécula que pierde el electrón se dice que se ha
oxidado.
La reducción es, por el contrario, la ganancia de un electrón, y el átomo o molécula que acepta el electrón se dice que
se reduce.
La oxidación y la reducción siempre ocurren simultáneamente, porque el electrón que pierde el átomo oxidado es
aceptado por otro átomo que se reduce en el proceso.

Ejemplo:
La oxidación del sodio y la reducción del cloro.
En algunas reacciones de oxidación-reducción, como la oxidación del sodio y la reducción del cloro, se transfiere
únicamente un electrón de un átomo a otro. Estas simples reacciones son típicas de los elementos o de las moléculas
inorgánicas.
Otra reacción de oxidación-reducción: oxidación parcial del metano (CH4).
En otras reacciones de oxidación-reducción, como esta oxidación parcial del metano (CH4), electrones y protones van
juntos, éstas son reacciones orgánicas. En estas reacciones la oxidación es la pérdida de átomos de hidrógeno y la
reducción es la ganancia de átomos de hidrógeno. Cuando un átomo de oxígeno gana dos átomos de hidrógeno,
como se muestra en la figura, evidentemente el producto es una molécula de agua.
Definir la oxidación-reducción más allá de lo expresado en la sección anterior requiere el concepto de número de
oxidación.
Número de Oxidación.
Los números de oxidación de cada elemento en un compuesto son números positivos y negativos, asignados
mediante el siguiente procedimiento, utilizando la estructura de Lewis.
1) Se escribe la estructura de Lewis del compuesto en cuestión.
2) Los electrones de cada enlace químico se asignan al núcleo más electronegativo de los que forman el enlace.
3) Si existen uniones de un elemento consigo mismo, los electrones de enlace se dividen equitativamente entre
los dos átomos.

43
BLOQUE 2
4) Se cuentan los electrones asignados a cada átomo NAsig
5) El número de oxidación se obtiene restando NAsig al número de electrones de valencia del elemento Nval
Noxi = Nval – NAsig
Ejemplo:
1. Asignar el número de oxidación para cada elemento del agua, H2O
a) La figura muestra la estructura de Lewis.
b) Asignación de electrones de acuerdo con la electronegatividad. Como el oxígeno es más electronegativo que
el hidrógeno, los electrones de cada enlace O-H se asignan al oxígeno. (consulta la tabla de
electronegatividad atómica).
c) Número de oxidación. En la figura se han separado un poco los átomos, con los
electrones que se les ha asignado, el oxígeno tiene NAsig= 8 electrones y para el
hidrógeno NAsig= 0.
d) Como el oxígeno posee 6 electrones de valencia (Nval= 6) y el hidrogeno uno (Nval= 1), sus números de
oxidación son:
Oxígeno Nox= 6 - 8= 2 -
Hidrógeno Nox= 1 – 0 = 1 +
Por convención internacional, se acostumbra colocar el signo después del dígito, la suma de los tres números de
oxidación es cero (-2+1+1=0) comprobándose de esta manera que el número total de electrones no cambia y la
suma de las cargas positivas y negativas deben ser cero.
2. Asignar el número de oxidación para cada elemento del nitrato de sodio, NaNO3
Tanto el sodio como el nitrógeno son menos electronegativos que el oxígeno, luego los electrones de todos los
enlaces se asignan a éste.
Oxígeno Nox = 6- 8 = 2-
Sodio Nox = 1 – 0 = 1+
Nitrógeno Nox = 5 – 0 = 5+
El número de oxidación del oxígeno es 2-, el del sodio 1+ y el del nitrógeno 5+.
La suma es cero (-2-2-2+1+5= 0).

Evaluación
Actividad: 2
Producto: Determina el número de
oxidación.
Puntaje:
Saberes
Identifica el número de oxidación
en diferentes compuestos,
utilizando la estructura de Lewis.
Aplica las reglas para determinar el
número de oxidación utilizando la
estructura de Lewis.
Muestra disposición para el
trabajo.
Autoevaluación
docente
Asigna un número de oxidación a cada elemento utilizando la estructura de Lewis, en los
siguientes compuestos:
a) NaCl
b) MgO
c) H2SO4
d) H2O2
e) NH4
Actividad: 2

45
BLOQUE 2
Existen diferentes definiciones sobre oxidación y reducción:
Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la pérdida de electrones. También
se denomina oxidación, a la pérdida de hidrógeno o ganancia de oxígeno.
Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la ganancia de electrones.
Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y ganancia de hidrógeno.
Para determinar cuándo un elemento se oxida o se reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica:
Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE OXIDA
Si el elemento cambia su número de oxidación en este sentido SE REDUCE
Así si el Na0
pasa a Na+
perdió un electrón, lo que indica que se oxidó.
Si el Cl0
pasa a Cl-
ganó un electrón, lo que indica que se redujo.
Reglas para asignar el número de oxidación
El uso de los números de oxidación parte del principio de que en toda fórmula química la suma algebraica de los
números de oxidación debe ser igual a cero.
1. Los elementos no combinados, en forma de átomos o moléculas tienen un número de oxidación igual a cero.
Por ejemplo:
2. El hidrógeno en los compuestos de los cuales forma parte, tiene como número de oxidación +1:
3. En los hidruros metálicos el número de oxidación es -1.
4. Cuando hay oxígeno presente en un compuesto o ion, el número de oxidación es de -2:
-7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 1 2 3 4 5 6 7

5. En los peróxidos el número de oxidación del oxígeno es -1:
El oxígeno tiene número de oxidación +2 en el F2O porque el F es mas electronegativo que el oxígeno.
6. El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga. Por ejemplo:
7. Los no metales tienen números de oxidación negativos cuando están combinados con el hidrogeno o con
metales:
8. Los números de oxidación de los no metales pasan a ser positivos cuando se combinan con el oxígeno,
excepto en los peróxidos.
Pasos para establecer el número de oxidación:
Paso 1: anotar encima de la formula, los números de oxidación de aquellos elementos con números de oxidación fijo.
Al elemento cuyo índice de oxidación se va a determinar, se le asigna el valor de X y sumando éstos términos se
iguala a 0. Esto permite crear una ecuación con una incógnita.
Paso 2: multiplicar los subíndices por los números de oxidación conocidos:
Paso 3: sustituir en la fórmula química los átomos por los valores obtenidos e igualar la suma a 0; luego despejar X, y
calcular el valor para ésta. El valor obtenido para X será el número de oxidación del Nitrógeno en el ácido nítrico: la
suma algebraica de los números de oxidación debe ser igual a 0.

47
BLOQUE 2
El mismo procedimiento se aplicará en el caso de los iones, con la salvedad que la suma algebraica debe tener como
resultado el número de carga del ión. Así, para calcular el número de oxidación del Cl en el ión clorato (ClO-
3), la
ecuación será igual a menos 1 (-1).
Paso 1: aquí es importante recordar que el número de oxidación del Oxígeno en un compuesto o ión es de -2, excepto
en los peróxidos donde es -1.
Paso 2: el número de oxidación del cloro en el ión clorato es +5
En equipo de 3 integrantes asigna el número de oxidación a todos los átomos de las
siguientes moléculas e iones.
a) CO2
b) N2O4
c) CO3
2-
Actividad: 3

Evaluación
Actividad: 3
Producto: Asigna el número de
oxidación.
Puntaje:
Saberes
Indica el número de oxidación
en los diferentes compuestos.
Aplica las reglas para determinar
números de oxidación.
Trabaja con iniciativa en equipo.
Autoevaluación
docente
En equipo de 3 integrantes asigna el número de oxidación a todos los átomos de las
siguientes moléculas e iones.
d) H2SO3
e) NO3
-
f) H3AsO4

49
BLOQUE 2
Oxidación y reducción en una ecuación Química
Para determinar si un elemento se oxida (agente reductor) o se reduce (agente oxidante) en la ecuación pueden
seguirse los siguientes pasos:
Paso 1: escribir los números de oxidación de cada elemento:
Paso 2: se observa que los elementos varían su número de oxidación
Paso 3: determinación de los agentes reductores y oxidantes:

Evaluación
Actividad: 4 Producto: Listado. Puntaje:
Saberes
Reconoce sus conocimientos
sobre número de oxidación.
Demuestra sus conocimientos
sobre oxido-reducción.
Trabaja con iniciativa en equipo
colaborativo.
Autoevaluación
docente
En equipo coloca el número de oxidación de cada elemento en las reacciones que se
muestran a continuación.
Actividad: 4

51
BLOQUE 2
Balanceo de ecuaciones de óxido reducción (Redox).
Las reacciones de óxido-reducción comprenden la transferencia de electrones. Pueden ocurrir con sustancias puras o
con sustancias en solución.
Para balancear una ecuación redox, se utilizará el método del cambio en el número de oxidación que se puede usar
tanto en ecuaciones iónicas como en ecuaciones totales (moleculares).
Método del cambio de valencia:
Balanceo de la siguiente ecuación:
Paso 1: escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas tratadas en este tema para asignar el
número de oxidación.
Paso 2: determinar cuáles elementos han sufrido variación en el número de oxidación:
Paso 3: determinar el elemento que se oxida y el que se reduce:
Paso 4: igualar el número de electrones ganados y perdidos, lo cual se logra multiplicando la ecuación
Sn0
– 4e- Sn+4
por 1 y la ecuación: N+5
+ 1e- N+4
por 4, lo que dará como resultado:
Paso 5: sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar el número de electrones perdidos y ganados que debe ser
igual:
Paso 6: llevar los coeficientes de cada especie química a la ecuación original: En algunos casos la ecuación queda
balanceada pero en otros, como este es necesario terminar el balanceo por tanteo para ello es necesario multiplicar el
agua por dos:
Para comprobar que la ecuación final está balanceada, se verifican tanto el número de átomos como el número de
cargas:
Átomos de los reactivos Átomos de los productos
1 Sn 1 Sn
4 N 4 N
4 H 4 H
12 O 2+ 8 + 2 = 12 O

Evaluación
Saberes
Reconoce el método de oxidación-
reducción para balanceo de
ecuaciones químicas.
Integra conocimientos.
Autoevaluación
docente
Resuelve los siguientes problemas y compara tus resultados con el grupo.
1. El permanganato de potasio reacciona con el amoníaco obteniendose nitrato de potasio,
dióxido de manganeso, hidróxido de potasio y agua. Ajustar esta reacción mediante el
método del número de oxidación (cambio de valencia).
2. Al calentar clorato de potasio con äcido oxálico (etanodioico) se forma dióxido de cloro, dióxido de
carbono, oxalato potásico y agua. Ajustar la reacción por el metodo del número de oxidación e indicar
cuál es el agente oxidante y el reductor.
3. Producimos gas cloro haciendo reaccionar cloruro de hidrogeno con heptaoxodicromato
(VI) de potasio, produciéndose la siguiente reacción:
a. Ajustar la reacción por el método del cambio de valencia.
b. ¿Cuál es el oxidante y cuál es el reductor?
c. ¿Que especie se oxida y cual se reduce?
Actividad: 5

53
BLOQUE 2
Reacciones de óxido-reducción en los seres vivos.
En los sistemas vivos, las reacciones que capturan energía (fotosíntesis) y las reacciones que liberan energía
(glucólisis, cadena respiratoria y ciclo de Krebs), son reacciones de oxidación-reducción.
Los seres vivos obtienen la mayoría de su energía libre a partir de la oxidación de ciertos compuestos bioquímicos
como glúcidos, lípidos y ciertos aminoácidos.
Los procesos de óxido-reducción tienen gran importancia en el metabolismo, porque muchas de las reacciones del
catabolismo son oxidaciones en las que se liberan electrones; mientras que muchas de las reacciones anabólicas son
reducciones en las que se requieren electrones.
Los electrones son transportados desde las reacciones catabólicas de oxidación en las que se libera, hasta las
reacciones anabólicas de reducción en las que se necesitan. Este transporte lo realizan principalmente 3 coenzimas:
NAD+
, NADP y FAD. Estas coenzimas no se gastan, ya que actúan únicamente como intermediarios, cuando captan
los electrones se reducen y al cederlos se oxidan regenerándose de nuevo.
Ciclo de Krebs (Ciclo del ác. cítrico o de los ác.tricarboxílicos)
Es la vía común en todas las células aerobias para la oxidación completa de los glúcidos, grasas y proteínas, también
puede ser el punto de partida de reacciones de biosíntesis. Esto ocurre porque se producen metabolitos
intermediarios (ác. oxalacético y ác. alfa-cetoglutárico), que pueden salir al citosol y actuar como precursores
anabólicos. En este sentido, se dice que el ciclo de Krebs tiene naturaleza anfibólica.
El proceso consiste en la oxidación total del acetil-CoA, que se elimina en forma de CO2. Los e-
/H+
obtenidos en las
sucesivas oxidaciones se utilizan para formar moléculas de poder reductor y energía química en forma de GTP. A esta
formación de energía se la conoce como fosforilación a nivel de sustrato (como la que tiene lugar en la glucólisis).
En resumen: el acetil-CoA se une (condensación) con el oxalacetato para formar citrato, quedando liberada la CoA, se
producen una serie de reacciones que van a dar finalmente oxalacetato otra vez; en esta secuencia de reacciones lo
más importante es que tienen lugar dos descarboxilaciones (producción de CO2), se producen cuatro
deshidrogenaciones (oxidaciones); una con NADP, dos con NAD y otra con FAD y se libera energía en forma de GTP.
Transporte electrónico (cadena respiratoria)
Es un conjunto de reacciones redox encadenadas en serie, éstas reacciones están catalizadas por determinados
complejos enzimáticos, lo que hacen posible el flujo de e-
/H+
de unos transportadores a otros hasta alcanzar el O2
molecular como último aceptor de e-
/H+
el cual se reduce y forma agua. Los transportadores se encuentran en la
membrana mitocondrial interna, donde se han identificado tres complejos enzimáticos:
a) Sistema I (complejo NAD.H2 -deshidrogenasa): los transportadores transfieren simultáneamente átomos de H2
desde el NAD.H2 o el NADP.H2 hasta el FAD, y desde éste a la ubiquinona o CoQ. Hasta aquí la cadena
respiratoria es una cadena transportadora de H2.

b) Sistema II (complejo citocromos b-c): en este tramo intermedio, el sistema sólo transporta e-. Los H+ quedan
liberados en la matriz mitocondrial (en este sentido, desde aquí, la cadena respiratoria es una cadena de
transporte de electrones).
c) Sistema III (complejo citocromos a-a
3): en el último tramo, este sistema es el encargado de ceder los e-
al O2
molecular que, al reducirse y unirse a los H+
del medio, forman H2O.
La energía liberada en esta secuencia redox va siendo atrapada en distintos momentos en forma de ATP. A este
mecanismo de "atrapamiento energético" se le conoce como fosforilación oxidativa.
En la cadena respiratoria podemos observar que:
 Por cada NAD.H2 o NADP.H2 se generan 3 ATP.
 Por cada FAD.H2 se producen 2 ATP.
 Al final, siempre se produce agua.
La Fotosíntesis
La fotosíntesis es uno de los procesos metabólicos de los que se valen las células para obtener energía. Es un
proceso complejo, mediante el cual los seres vivos poseedores de clorofila y otros pigmentos, captan energía
luminosa procedente del sol y la transforman en energía química (ATP) y en compuestos reductores (NADPH), y con
ellos transforman el agua y el CO2 en compuestos orgánicos reducidos (glucosa y otros), liberando oxígeno.
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 azufre, además de carbono, para formar materia viva.

55
BLOQUE 2
La luz es recibida en el Fotosistema II por la clorofila que se oxida al liberar un
electrón que asciende a un nivel superior de energía; ese electrón es recogido
por una sustancia aceptor de electrones que se reduce, la Plastoquinona (PQ) y
desde ésta va pasando a lo largo de una cadena transportadora de electrones,
entre los que están varios citocromos (cit b/f) y así llega hasta la plastocianina
(PC) que se los cederá a moléculas de clorofila del Fotosistema I.
En el descenso por esta cadena, con oxidación y reducción en cada paso, el
electrón va liberando la energía que tenía en exceso; energía que se utiliza para
bombear protones de hidrógeno desde el estroma hasta el interior de los
tilacoides, generando un gradiente electroquímico de protones. Estos protones
vuelven al estroma a través de la ATP-asa y se originan moléculas de ATP.
Mientras la luz llega a los fotosistemas, se mantiene un flujo de electrones desde el agua al fotosistema II, de éste al
fotosistema I, hasta llegar el NADP+
que los recoge; ésta pequeña corriente eléctrica es la que mantiene el ciclo de la
vida.

Evaluación
Actividad: 6 Producto: Ecuaciones químicas. Puntaje:
Saberes
Reconoce las reacciones de
óxido reducción presentes en
los seres vivos.
Interpreta las reacciones de óxido-
reducción de los procesos en los
seres vivos.
seguridad.
Autoevaluación
docente
En base a la lectura anterior y en equipo de 4 integrantes, analiza el ciclo de Krebs y
la cadena respiratoria y la fotosíntesis e identifica las reacciones Redox que suceden
en cada proceso y escribe las ecuaciones químicas de oxidación y reducción de cada
uno.
1. Ciclo de Krebs
- Reacciones de oxidación.
- Reacciones de reducción.
2. Cadena Respiratoria
3. Fotosíntesis
Actividad: 6

57
BLOQUE 2
Reacciones de óxido-reducción en la industria.
Uno de los oxidantes de uso casero más efectivos es el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada (H2O2),
que sirve como desinfectante de heridas y garganta, ya que al desprender oxígeno mata a las bacterias
anaerobias (que no necesitan el oxígeno para vivir); también se utiliza para blanquear las fibras textiles
artificiales y como oxidante o fijador de todos los tintes para el cabello. De los reductores, el más eficaz es el
hipoclorito de sodio, que sirve para potabilizar el agua y como limpiador desinfectante en los hospitales y
hogares.
Para evitar la oxidación y reducción de los compuestos presentes en los
alimentos, se utilizan sustancias llamadas antioxidantes (un tipo de
conservador). La función de éstas es evitar la alteración de las cualidades
originales de los alimentos. Mediante las sustancias antioxidantes, diversos
alimentos susceptibles a la oxidación, alargan su vida útil.
Entre los antioxidantes de uso está la vitamina C (ácido ascórbico), que se
encuentra en todas las frutas, especialmente en las cítricas y la guayaba, entre
otras; la lecitina (presente en la soya), vitamina E (tocoferoles), presentes en el
pescado y aguacate.
Todos ellos muy utilizados en la industria para conservar alimentos como aceites, frutas, legumbres, carnes frías,
cereales, refrescos sin gas, etcétera.
Metalurgia y siderurgia
Algunos metales menos activos, como el cobre, plata, oro, mercurio y el
platino, se encuentran como elementos libres en estado nativo. Pero, al
margen de estos casos excepcionales, los metales, en general, se encuentran
en la naturaleza en estado químico oxidado. Para obtenerlos en su estado
metálico, se necesitan aplicarles procesos reductores. Estos procesos, de
naturaleza química, junto con otros de naturaleza física, se articulan en un
variado conjunto de operaciones conocido como metalurgia.
Por lo tanto, el proceso químico fundamental de la metalurgia es una reducción:
Cuanto más electropositivo (menos electronegativo) sea un
metal, más difícil será llevar a cabo su reducción, porque su
tendencia es la de permanecer en estado de oxidación positivo.
Los metales alcalinos, alcalinotérreos y, en menor medida, el
aluminio, son los más electropositivos; y es difícil, en general
encontrar procesos reductores que les obliguen a aceptar los
electrones. Su obtención exige la electrólisis, o sea, un cátodo
con un potencial suficientemente negativo que los fuerce a la
reducción.
La metalurgia más importante es la del hierro, hasta el punto de
que recibe un nombre especial: siderurgia.

La materia prima para la siderurgia, son los minerales más corrientes de hierro: hematites u oligisto, limonita,
Fe2O3•H2O (óxido hidratado) y siderita, FeCO3.
El proceso siderúrgico tiene lugar en una instalación industrial llamada alto
horno u horno alto, una torre de unos 30 m, configurada como dos troncos de
cono, de distinta altura, unidos por sus bases.
Por la parte alta de la torre se descarga el mineral de hierro, junto con carbón
de coque y piedra caliza. Cerca de la base, se insufla aire caliente a presión.
En una primera reacción, el oxígeno del aire quema el carbón para dar dióxido
de carbono:
Este gas sube por el interior de la torre para encontrarse con carbono sin
quemar que lo reduce a monóxido:
Las altas temperturas generadas por la combustión del carbón descomponen el mineral de hierro para dejar sólo
óxido férrico, el cual es reducido por el CO en una sucesión de reacciones de reducción cuyo resultado final es:

59
BLOQUE 2
Cierre
Evaluación
Actividad: 6 Producto: Ecuaciones químicas. Puntaje:
Saberes
Reconoce las reacciones de
óxido reducción presentes en
los seres vivos.
Interpreta las reacciones de óxido-
reducción de los procesos en los
seres vivos.
seguridad.
Autoevaluación
docente
En base a la lectura anterior y en equipo de 4 integrantes, analiza el ciclo de Krebs y la
cadena respiratoria y la fotosíntesis e identifica las reacciones Redox que suceden en
cada proceso y escribe las ecuaciones químicas de oxidación y reducción de cada uno.
1. Ciclo de Krebs
2. Cadena Respiratoria
3. Fotosíntesis
Actividad: 6

Evaluación
Actividad: 7
Producto: Ecuaciones de
ionización y listado.
Puntaje:
Saberes
Describe el proceso de óxido-
reducción que sucede en el
mundo que lo rodea.
Distingue los procesos de óxido
reducción en la vida diaria.
Muestra su habilidad en el
reconocimiento de las reacciones
redox en su entorno.
Autoevaluación
docente
Investiga seis ejemplos de algunos procesos de oxidación que suceden en la vida
diaria y que se pueden observar, en cada caso:
a) Explica el proceso de Oxidación.
b) Incluye imagen.
Actividad: 7

61
BLOQUE 2
Funcionamiento de las diferentes pilas y la electricidad en los
procesos de óxido-reducción.

Inicio


 
Evaluación
Actividad: 1 Producto: Mapa conceptual. Puntaje:
Saberes
Define sus conocimientos
previos sobre las pilas y la
electricidad.
Reconoce sus conocimientos
sobre pilas y la electricidad.
Resuelve con esmero el ejercicio.
Autoevaluación
docente
Completa el cuadro con los conocimientos que posees con respecto a los siguientes
conceptos y compártelos con el grupo y el profesor para llegar a una conclusión.
Conceptos Ideas, discernimientos, nociones y otros
Pilas
Baterías
Ánodo
Cátodo
Electrodo
Electrólisis
Corrosión
Actividad: 1

Desarrollo
Pilas eléctricas.
Son elementos que convierten la energía que se produce en una
reacción química en energía eléctrica.
Sus aplicaciones son alimentar los pequeños aparatos portátiles, el tipo
de corriente que produce una pila es de corriente continua. El principal
inconveniente que nos encontramos con las pilas es que una vez
agotado su combustible químico, se vuelven inservibles y hay que
desecharlas.
Las pilas pueden ser de forma cilíndrica, prismática o de forma de
botones, dependiendo de la finalidad a la que se destine.
Existen muchos tipos de pilas que se pueden clasificar inicialmente en dos grandes grupos:
Primarias, o pilas que una vez agotadas no es posible recuperar el estado de carga.
Secundarias, o baterías, en las que la transformación de la energía química en eléctrica es reversible, por lo que se
pueden recargar; por tanto, la cantidad de residuos generados es mucho menor.
Para construir un elemento básico de una pila, basta con introducir dos electrodos de diferentes metales en un
electrólito. Al hacer esto, aparece entre los electrodos una tensión eléctrica que depende de la naturaleza de los
metales utilizados como electrodos y de la composición y concentración del electrólito.
Para construir un elemento básico de una pila, basta con introducir dos electrodos de diferentes metales en un
electrólito. Al hacerlo, aparece entre los electrodos una tensión eléctrica que depende de la naturaleza de los metales
utilizados como electrodos y de la composición y concentración del electrólito.
El funcionamiento de una pila básica es el siguiente (como se muestra en la figura).
El electrólito ataca al metal de los electrodos y los disuelve, pasando a la disolución como iones metálicos. Los iones
metálicos adquieren siempre carga positiva (átomos metálicos con defecto de electrones), por lo que los electrodos,
de donde son arrancados los átomos que pasan a la disolución, siempre se quedan con un exceso de electrones, es
decir, con carga negativa. Dado que los dos electrones son de diferentes naturaleza, siempre existe uno de ellos que
se disuelven más rápidamente que el otro, dando lugar a una carga más negativa en el electrodo que se disuelve en
menos tiempo que en el que lo hace más lentamente. El resultado es que aparece una diferencia de potencial entre
ambos electrodos que puede ser utilizada para alimentar un receptor eléctrico.

63
BLOQUE 2
Características de la pilas
Las características fundamentales de las pilas son las siguientes:
Fuerza electromotriz. La fuerza electromotriz de la pila es la que se mide con un
voltímetro de alta resistencia conectado entre los electrodos de la pila, lo que impide que
la corriente en la medida sea lo más pequeña posible y así se evitan errores en la
medida por caída de tensión en la resistencia interna de la pila. La f.e.m. de una pila
depende fundamentalmente de los electrodos y los electrólitos.
Capacidad. Cantidad total de electricidad que puede suministrar la pila hasta agotarse. La capacidad de una pila
depende de los elementos que la constituyen, así como de sus dimensiones, y se mide en amperios-hora.
Resistencia interna. Este valor depende de las dimensiones de la pila y de la concentración y temperatura del
electrólito, disminuyendo la resistencia interna al aumentar el tamaño de la pila. Este valor suele ser del orden de
algunas décimas de ohmio.
Tipos de pilas eléctricas.
Se pueden construir pilas combinando diferentes metales en sus electrodos y utilizando electrólitos variados. Así, se
construyen las pilas Daniell, Volta, Leclanché, pilas secas tipo Leclanché, pilas secas de magnesio, pilas alcalinas,
pilas de litio, pilas de óxido de mercurio, pilas patrón de Weston, pilas de oxígeno, pilas alcalinas de pirolusita, pilas d
forma de botón, pilas de combustible y otras muchas. Las pilas pueden constituirse a partir de un electrólito líquido,
aunque en la actualidad se tiende a utilizar electrólitos inmovilizados mediante materias absorbentes (pilas secas) que
confieren a las pilas mejores prestaciones.
Partes de diferentes pilas.
Pila Daniel Consta de dos semiceldas: una, con un electrodo de Cu en una disolución de CuSO4 ;y otra, con un.
electrodo de Zn en una disolución de ZnSO4. Están unidas por un puente salino que evita que se acumulen cargas del
mismo signo en cada semicelda. Entre los dos electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medir
con un voltímetro.
Ánodo Puente salino Cátodo
Zn (s)| ZnSO4 (aq) || CuSO4 (aq) | Cu (s)

De las pilas aquí mencionadas las de uso más común son:
Pilas tipo Leclanché o de cinc/carbón (Zn/C). Son las pilas comunes, también denominadas“pilas secas. Son las de
menor precio y se usan principalmente en aparatos sencillos y de poca potencia.
Pilas alcalinas o de cinc/dióxido de manganeso (Zn/MnO2). Usan hidróxido de potasio como electrólito. Son de larga
duración. La mayoría de ellas vienen blindadas con el fin de evitar el derramamiento de electrólitos.
Pilas de litio. Producen tres veces más energía que las pilas alcalinas, considerando tamaños equivalentes, y poseen
también mayor voltaje inicial que estas (tres voltios en vez de los 1.5 V de la mayoría de las alcalinas), pero su costo
también es mayor con respecto a las pilas alcalinas. Son de uso común en cámaras fotográficas.
Pilas de Mercurio. La pila de mercurio proporciona un voltaje más constante (1,35 V) que la celda de Leclanché. El uso
de la pila de mercurio está muy extendido en medicina y en industrias electrónicas (aparatos para la sordera-
audífonos-, en las calculadoras de bolsillo, en relojes de pulsera, en cámaras fotográficas electrónicas). De entre las
pilas botón, la de mercurio es la más peligrosa para el medio ambiente por su altísimo contenido en mercurio, y por
otra parte es la que más se consume

65
BLOQUE 2
Investiga el uso de las diferentes pilas incluyendo la imagen de cada una y completa el
siguiente cuadro.
Tipo de pila Uso Imágenes
Primarias
Comunes
Zinc carbón
Alcalina de
manganeso
Botón
Óxido de
mercurio
Óxido de
plata
Zinc-aire
Litio
Actividad: 2

Evaluación
Actividad: 2
Producto: Usos de las diferentes
pilas.
Puntaje:
Saberes
Identifica las diferentes pilas y
sus usos.
Recopila información de las
diferentes pilas.
Muestra interés en la recopilación
de la información.
Autoevaluación
docente
Tipo de pila Uso Imágenes
Secundarias
(recargables)
Níquel-Cadmio
Litio-ion
Níquel-hidruro
metálico
Plomo ácido
selladas
Alcalinas
recargables

67
BLOQUE 2
Evaluación
Actividad: 3 Producto: Experimentación. Puntaje:
Saberes
Reconoce las partes de una pila
eléctrica.
Aplica sus conocimientos para
elaborar una pila eléctrica.
Participa activamente y con
entusiasmo en la realización del
experimento.
Autoevaluación
docente
Con los siguientes materiales y en equipo realiza el siguiente experimento, donde
compruebes que una reacción química de oxidación y reducción espontánea produce
una corriente eléctrica.
Material
4 monedas de un peso
4 monedas de 50 centavos
2 Toallas de papel o servilletas
Alambre de cobre
Sal común (NaCl)
a) ¿Qué sucede cuando colocas los dos alambres en la lengua?
b) ¿Cuál es el electrólito en esta batería?
c) ¿Quién actúa como cátodo y quien como ánodo?
d) ¿Qué sucedería si conecto los alambres a un radio de baterías, este funcionaría? ¿Por qué?
Actividad: 3

Serie electromotriz.
Una diferencia de potencial que se puede usar para suministrar energía, y con ello sostener una corriente en un
circuito externo se llama fuerza electromotriz, o fem, aunque se trata de nombre equivocado, ya que no es una fuerza
prácticamente. La fem es el voltaje medido entre las terminales de una fuente cuando no se toma corriente de ella ni
se le entrega corriente.
Un tipo determinado de pila generará una diferencia de voltaje que está determinada por su composición química, y
que no depende de su tamaño. Lo que determina el tamaño es la corriente total que puede suministrar una pila, y no
el voltaje; cuando mayor es la cantidad de cada sustancia que reacciona químicamente, más carga se libera. Una
batería común es cualquier lámpara sorda, una pila seca tiene 1.5 V de fem. Una pila de mercurio de las baterías que
tienen el tamaño de un botón y se usan en las calculadoras, relojes y a dífonos para sordera, tiene una fem
aproximada de 1.4V; y la celda de un acumulador de plomo de los que se usan en los automóviles, tiene 2V. Una de
las grandes virtudes de esta última es que el generador del vehículo la puede recargar. La pila de níquel-cadmio que
se usa en las baterías recargables de computadora tiene 1.2V de fem.
Pilas en Serie
Para aumentar la diferencia de potencial, a menudo se conectan en serie las pilas. El
punto fundamental es que el voltaje a través de la batería conectada en serie es la suma
de los voltajes a través de cada pila componente. El punto B está 1.5 V más alto que el
punto A y el punto D es 4.5 más alto que .
Este tipo de apilamiento en serie es exactamente lo que se hace al cargar dos, tres o
cuatro pilas D, en contacto la parte superior (+) con lka inferior (-) en una linterna o radio
portátil, con el propósito de llegar a los 3.0 V 4.5 V o 6 V necesarios para que trabaje el
dispositivo. También es la forma ben que se conectan las celdas vde un acumulador
automovilístico para suministrar 12 V. En serie, los voltajes se suman, y la corriente
permanente invariable al entrar y salir de cada elemento.
Pilas en serie. Tal como están conectadas en (a), los voltajes se
suman, y el punto D está 4.5 V arriba del punto A. Tal como están en
(b), los voltajes se restan, y A y C están al mismo potencial.

69
BLOQUE 2
Evaluación
Saberes
Reconoce las partes de una pila
eléctrica.
Argumenta sobre el funcionamiento
de una pila eléctrica.
Muestra interés al realizar al
trabajo en equipo.
Autoevaluación
docente
Pila en serie de frutas
Utiliza el siguiente material, realiza una pila en serie (batería) observando el dibujo.
Material:
 4 limones
 Láminas de zinc y cobre
 Reloj o radio o cualquier aparato eléctrico que funcione con pilas de 1.5 V
 Cables con terminal de caimán.
Nota: Las láminas de cobre y zinc no deben hacer contacto
1. ¿Cuáles son los electrodos de la pila?
2. ¿Cuál es el ánodo y cuál es el cátodo?
3. Explica que sucede entre el zumo de limón y los metales
4. ¿Qué pasaría si se desconecta uno de los limones?
5. Investiga cual es la causa de la producción de energía eléctrica.
6. ¿Qué otras frutas pueden utilizarse?
7. Realiza el mismo experimento con manzana y explica lo que sucede.
Actividad: 4

Evaluación
Actividad: 5 Producto: Investigación. Puntaje:
Saberes
Reconoce el reciclaje de las
baterías y su efecto en el medio
ambiente y en los seres vivos.
Analiza la importancia de reciclar
las baterías y sus efectos negativos
en seres vivos y el medio ambiente.
Muestra mucho interés al realizar
la investigación.
Autoevaluación
docente
En equipo, realiza una investigación y responde lo que se te pide a continuación,
comparte y retroalimenta con el grupo.
1. ¿En qué consiste el reciclaje de pilas y baterías?
2. ¿Cuál es la generación anual de pilas por cada 1000 habitantes de las pilas alcalinas, salinas y de las pilas
de botón?
3. ¿Por qué se reciclan las pilas y baterías?
4. ¿Cómo afecta el Hg al medio ambiente y a los seres vivos después de ser libera al oxidarse las pilas?
5. ¿Qué podemos hacer para disminuir el alto deshecho de baterías?
6. Se han descubierto acumulaciones de mercurio en peces, para quienes esta sustancia no resulta tóxica
dado que cuentan con un enlace proteínico que fija el mercurio a sus tejidos sin que dañe sus órganos
vitales. Pero, cuando los seres humanos ingieren los peces ¿qué sucede?
Actividad: 5

71
BLOQUE 2
Electrólisis.
A los líquidos que permiten el paso de la corriente eléctrica se les denomina electrólitos.
A los electrodos que están sumergidos en el electrólito se los conoce por el nombre de ánodo cuando están
conectados al positivo y cátodo al negativo.
Si hiciésemos pasar corriente por un electrólito durante un tiempo se podría observar perfectamente que el ánodo
disminuye de peso, mientras que el cátodo aumenta. También se puede apreciar que el burbujeo observado
pertenece a la descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno. A estos fenómenos de descomposición que se dan
en los electrólitos cuando son recorridos por una corriente eléctrica se les denomina electrólisis.
El transporte de materia que se produce en los electrólitos al ser atravesados por una corriente eléctrica tiene multitud
de aplicaciones, tales como:
 La descomposición del agua
 Refinado de metales,
 Separación de metales por electrólisis,
 Anodizado,
 Obtención de metales,
 Recubrimientos galvánicos consistentes en depositar un fino baño de oro, plata, níquel, cromo, estaño, cinc,
etc., en un cuerpo conductor.
Recubrimientos galvánicos o electrodeposición
Mediante la aplicación de la electrólisis se consiguen recubrimientos o baños metálicvos.Este
procedimiento consiste en conectar eléctricamente el objeto que va a recubrirse en el
electrodo negativo. En el electrólito se disuelven las sales apropiadas con el metal que
deseamos que se deposite en el objeto. Como electrodos positivos se utiliza una placa del
mismo metal a recubrir.
Así por ejemplo, si queremos realizar un recubrimiento o baño
de plata en un objeto metálico, podemos utilizar nitrato de
plata diluido como electrólito. Los átomos metálicos de plata
se disocian como un ion positivo, que al paso de la corriente
son arrastrados hacia el electrodo negativo donde se
encuentra el objeto recubrir. Allí acaban depositándose y
formando una fina capa de plata. De esta manera se pueden
hacer baños de oro, níquel, cromo, cinc, etc. La electrólisis se
utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales
de dichos metales, utilizando la electricidad como fuente de
energía. Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un
objeto metálico con una capa fina de otro metal.

Evaluación
Saberes
Distingue la electrólisis.
Aplica sus conocimientos de
electrólisis.
Muestra una actitud positiva
durante el trabajo en equipo.
Autoevaluación
docente
Diseña una actividad experimental, donde se observe el proceso de
electrodeposición o la corrosión de un metal, que permita reconocer las
características de la electrólisis y las acciones para evitar o prevenir la corrosión,
aplicando los pasos del método científico. Entrega un reporte a tu profesor y
discutan sus propuestas y resultados con el grupo.
Actividad: 6

Libro de Temas Selectos de Química II

Libro de Temas Selectos de Química II

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to Libro de Temas Selectos de Química II

Similar to Libro de Temas Selectos de Química II (20)

More from INSTITUTO TECNOLÓGICO DE SONORA

More from INSTITUTO TECNOLÓGICO DE SONORA (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (20)

Libro de Temas Selectos de Química II