GUÍA DE TEMAS SELECTOS DE QUIMICA II

Formación propedéutica


Temas T emas selectos de Química ISBN: 978-607-489-310-6

Dirección y realización del proyecto L.C.C. Gabriel Barragán Casares Director General del Colegio de Bachilleres del E stado de Yucatán Planeación y coordinación Lic. Alejandro de Jesús Salazar Ortega Director Académico

Lic. Lorenzo Escalante Pérez Metodología y estrategia didáctica, y jefe del Departamento de Servicios Académicos Coordinación de la asignatura primera edición QFB. Ruby Basto Rodríguez

1ª Edición Diciembre de 2011

Impreso en México

DERECHOS RESERV RESERVADOS ADOS

Queda prohibida la reproducción o transmisión total o parcial del texto de la presente obra, bajo cualquier forma electrónica o mecánica, incluyendo fotocopiado, almacenamiento en cualquier sistema de recuperación de información o grabado sin el consentimiento previo y por escrito del editor.


Temas T emas selectos de Química ISBN: 978-607-489-310-6

Dirección y realización del proyecto L.C.C. Gabriel Barragán Casares Director General del Colegio de Bachilleres del E stado de Yucatán Planeación y coordinación Lic. Alejandro de Jesús Salazar Ortega Director Académico

Lic. Lorenzo Escalante Pérez Metodología y estrategia didáctica, y jefe del Departamento de Servicios Académicos Coordinación de la asignatura primera edición QFB. Ruby Basto Rodríguez

1ª Edición Diciembre de 2011

Impreso en México

DERECHOS RESERV RESERVADOS ADOS

Queda prohibida la reproducción o transmisión total o parcial del texto de la presente obra, bajo cualquier forma electrónica o mecánica, incluyendo fotocopiado, almacenamiento en cualquier sistema de recuperación de información o grabado sin el consentimiento previo y por escrito del editor.

LA REFORMA INTEGRAL DE LA EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR La Educación Media Superior (EMS) en México enfrenta desafíos que podrán ser atendidos sólo si este nivel educativo se desarrolla con una identidad denida que permita a sus distin tos actores avanzar ordenadamente hacia los objetivos propuestos propuestos.. Es importante saber que la EMS en el país está compuesta por una serie de subsistemas que operan de manera inde pendiente, sin correspondencia correspondencia a un panorama general articulado y sin que exista suciente comunicación entre ellos. El reto es encontrar los objetivos comunes de esos subsistemas para potenciar sus alcances y de esta manera lograr entre todos, reglas claras de operación. Es importante para el desarrollo de la EMS, que ustedes docentes y estudiantes conozcan los ejes que la regulan, cómo opera y los retos que enfrenta en la actualidad para asumir a partir de dicho conocimiento una actitud diferente que nos permita coadyuvar en este esfuerzo.

Los diferentes subsistemas subsistemas de la EMS han realizado cambios en sus estructuras los cuales pretendieron dar la pertinencia, ecacia y calidad necesarias para que la población a la que atiende ( jóvenes entre los 15 y 21 años aproximadamente) aproximadamente) adquiriera conocimientos y habilidades que le permitan desarrollarse de manera satisfactoria, ya sea en sus estudios su periores o en el trabajo y, de manera más general, en la vida. En esta misma línea, no se debe perder de vista el contexto social de la EMS: de ella egresan individuos en edad de ejercer sus derechos y obligaciones como ciudadanos, y como tales deben reunir, en adición a los cono cimientos y habilidades que denirán su desarrollo personal, una serie de actitudes y valores que tengan un impacto positivo en su comunidad y en el país en su conjunto. Es en este contexto que las autoridades educativas del país, han propuesto la Refor ma Integral de la Educación Media Superior (RIEMS), cuyos objetivos consisten en dar identi dad, calidad, equidad y pertinencia a la EMS, a través de mecanismos que permitan articular los diferentes actores de la misma en un Sistema Nacional de Bachillerato dentro del cual se pueda garantizar además de lo anterior anterior,, tránsito de estudiantes, intercambio intercambio de experiencias de aprendizaje y la certicación de los mismos. Lo anterior será posible a partir del denominado Marco Curricular Común (MCC) de la RIEMS, el cual se desarrolla considerando el modelo de competencias, y que incluye: Competenciass Genéricas, Competencias Disciplinares (básicas y extendidas) y Competencias Competencia Profesionales (básicas y extendidas). Esta estructura permite observar de manera clara, los componentes comunes entre los diversos subsistemas, así como aquellos que son propios de cada uno y que por consiguiente, los hace distintos. Lo anterior muestra cómo la RIEMS respe ta la diversidad del nivel educativo del país, pero hace posible el Sistema Nacional del Bachillerato, conformado por las distintas instituciones y subsistemas que operan en nuestro país. Una competencia es la integración de habilidades, conocimientos y actitudes en un contexto especíco. Esta estructura reordena reordena y enriquece los planes y programas de estudio existentes y se adapta a sus objetivos; no busca reemplazarlos, sino complementarlos y espe cicarlos. Dene estándares compartidos compartidos que hacen más exible y pertinente el currículo de la EMS. Nuestro subsistema pertenece al conjunto de los que ofrecen bachillerato general, el cual en la denición del MCC de la reforma integral, deberá desarrollar en los estudiantes capacidades que les permitan adquirir competencias genéricas, competencias disciplinares básicas y extendidas, además de competencias profesionales básicas. Las competencias genéricas son las que todos los bachilleres deben estar en capa cidad de desempeñar; las que les permiten comprender el mundo e inuir en él; les capacitan para continuar aprendiendo de forma autónoma a lo largo de sus vidas, y para desarrollar relaciones armónicas con quienes les rodean, así como participar ecazmente en los ámbitos social, profesional profesional y político. Dada su importancia, dichas competencias se identican también como competencias clave y constituyen el perl del egresado del Sistema Nacional de Bachillerato. A continuación se listan las once competencias genéricas, agrupadas en sus categorías correspondientes:

III

Se autodetermina y cuida de sí

1. Se conoce y valora a sí mismo y aborda problemas y retos teniendo en cuenta los objetivos que persigue.

IV

2. Es sensible al arte y participa en la apreciación e interpretación de sus expresiones expresiones en dis tintos géneros. 3. Elige y practica estilos de vida saludables. Se expresa y comunica

4. Escucha, interpreta y emite mensajes pertinentes en distintos contextos mediante la utiliza ción de medios, códigos y herramientas apropiados. Piensa crítica y reexivam reexivamente ente

5. Desarrolla innovaciones y propone soluciones a problemas a partir de métodos establecidos. 6. Sustenta una postura personal sobre temas de interés y relevancia general, considerando otros puntos de vista de manera crítica y reexiva. Aprende de forma autónoma

7. Aprende por iniciativa e interés propio a lo largo de la vida. Trabaja en forma colaborativa

8. Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos. Participa con responsabilidad en la sociedad

9. Participa con una conciencia cívica y ética en la vida de su comunidad, región, región, México y el mundo. 10. Mantiene una actitud respetuosa hacia la interculturalidad y la diversidad de creencias, valores, ideas y prácticas sociales. 11. Contribuye al desarrollo sustentable de manera crítica, con acciones responsables. Las competencias disciplinares son las nociones que expresan conocimientos, habilidades y actitudes que consideran los mínimos necesarios de cada campo disciplinar para que los estudiantes se desarrollen de manera ecaz en diferentes contextos contextos y situaciones a lo largo de la vida. Las competencias disciplinares pueden ser básicas o extendidas. Las competencias disciplinares básicas procuran expresar las capacidades que to dos los estudiantes deben adquirir, independientemente del plan y programas de estudio que cursen y la trayectoria académica o laboral que elijan al terminar sus estudios de bachillerato. Las competencias disciplinares básicas dan sustento a la formación de los estudiantes en las competencias genéricas que integran el perl de egreso de la EMS y pueden aplicarse en distintos enfoques educativos, contenidos contenidos y estructuras curriculares; curriculares; se organizan en los cam pos disciplinares siguientes: Matemáticas, Ciencias Experimentales Experimentales (Física, Química, Biología y Ecología), Ciencias Sociales y Humanidades (Historia, Sociología, Política, Economía, Economía, Adminis tración, Lógica, Ética, Filosofía y Estética) y Comunicación (Lectura y Expresión oral y escrita, Literatura, Lengua extranjera e Informática). Las competencias disciplinares extendidas dan sustento a las competencias gené ricas del perl del egresado del bachillerato, además de que tienen como propósito preparar al estudiante para el nivel superior de estudios, especicando en los elementos disciplinares correspondientes y en su caso, incrementando la complejidad de la competencia a desarrollar. Al igual que las disciplinares básicas se agrupan en los campos de conocimiento del Bachille rato General. 1. Valora Valora de forma crítica y responsa responsable ble los benecios y riesgos que trae consigo el desarrollo de la ciencia y la aplicación de la tecnología en un contexto histórico-social, histórico-social, para dar solución a problemas.

2. Evalúa las implicaciones del uso de la ciencia y la tecnología, así como los fenómenos relacionados con el origen, continuidad y transformación de la naturaleza para establecer acciones a n de preservarla en todas sus manifestaciones. 3. Aplica los avances cientícos y tecnológicos en el mejoramiento de las condiciones de su entorno social. 4. Evalúa los factores y elementos de riesgo físico, químico y biológico presentes en la natu raleza que alteran la calidad de vida de una población para proponer medidas preventivas. 5. Aplica la metodología apropiada en la realización de proyectos interdisciplinarios interdisciplinarios atendiendo problemas relacionados con las ciencias experimentales experimentales.. 6. Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la información cientíca que contribuya a su formación académica. 7. Diseña prototipos o modelos para resolver problemas, satisfacer necesidades o demostrar principios cientícos, hechos o fenómenos relacionados con las ciencias experimentales experimentales.. 8. Confronta las ideas preconcebidas acerca de los fenómenos naturales con el conocimiento cientíco para explicar y adquirir nuevos conocimientos 9. Valora el papel fundamental del ser humano como agente modicador de su medio natu ral proponiendo alternativas que respondan a las necesidades del hombre y la sociedad, cuidando el entorno. 10. Resuelve problemas establecidos o reales de su entorno, utilizando las ciencias experi mentales para la comprensión y mejora del mismo. 11. Propone y ejecuta acciones comunitarias hacia la protección del medio y la biodiversidad para la preservación del equilibrio ecológico. 12. Propone estrategias de solución, preventivas y correctivas correctivas,, a problemas relacionados relacionados con la salud, a nivel personal y social, para favorecer el desarrollo de su comunidad. 13. Valo Valora ra las implicaciones en su proyecto de vida al asumir de manera asertiva el ejercicio de su sexualidad, promoviendo promoviendo la equidad de género y el respeto a la diversidad. 14. Analiza y aplica el conocimiento sobre la función de los nutrientes en los procesos meta bólicos que se realizan en los seres vivos para mejorar su calidad de vida. 15. Analiza la composición, cambios e interdependencia entre la materia y la energía en los fenómenos naturales, para el uso racional de los recursos de su entorno. 16. Aplica medidas de seguridad para prevenir accidentes en su entorno y/o para enfrentar desastres naturales que afecten su vida cotidiana. 17. Aplica normas de seguridad para disminuir riesgos y daños a sí mismo y a la naturaleza, en el uso y manejo de sustancias, instrumentos y equipos en cualquier contexto. ESTRATEGIA DIDÁCTICA

Para contribuir al desarrollo de las sesiones de aprendizaje en el aula, se estableció una estra tegia que permita integrar los elementos del programa de la asignatura, con los materiales de apoyo y la actividad de docentes y estudiantes. Se le denomina estrategia en el sentido de su exibilidad, ya que no pretende ser un algoritmo que el docente deba seguir al pie de la letra, sino que debe adaptarlo a las carac terísticas propias del contexto en el que se desarrollan las sesiones de aprendizaje. La estrategia consta de siete pasos o etapas, mismas que deberán conocerse en las primeras sesiones, para un mejor desarrollo de las mismas. Los pasos se listan y describen a continuación: X

Dinamización.

X

Contextualización.

V

VI

X

Problematización.

X

Formación, Adquisición, Construcción y Desarrollo de las Competencias.

X

Síntesis.

X

Realimentación.

X

Evaluación de la competencia.

Dinamización

En el proceso de construcción del aprendizaje, es indispensable para el facilitador tener evi dencia de los aprendizajes previos que el alumno ha adquirido y considerar que es a partir de los mismos que se desarrollarán los nuevos, motivando a la colaboración del estudiante en el mismo proceso. Contextualización

En el desarrollo de competencias se hace necesario el aprendizaje contextual, es decir, presen tar elementos a través de escenarios que le sean signicativos a los estudiantes. La contextualización deberá realizarse al inicio de cada bloque en los que se organizan los contenidos en los programas de estudio. Problematización

En el modelo de competencias que la RIEMS establece, el contenido toma un signicado primordial al acercarnos a él, a través, de su aplicación en la vida cotidiana, por tanto la pro blematización debe estar presente a lo largo de toda la estrategia en el aula. Formación, Adquisición, Construcción y Desarrollo de las Competencias

Etapa en la cual el facilitador a partir de diversas experiencias de aprendizaje facilita el que hacer del estudiante para lograr las competencias. En esta etapa de la estrategia, estudiantes y docentes deben estar pendientes del proceso de asimilación. Galperin lo describe como un proceso de etapas y no como un fenómeno inmediato . Las distintas etapas del proceso de asimilación que el alumno experimenta para desarrollar el aprendizaje son: la etapa de motivación la cual debe fomentarse y mantenerse durante todo el curso, recordemos que si un alumno no está motivado, difícilmente aprende rá. La segunda etapa de este proceso es la formación de la BOA, ésta incluye la forma que el facilitador utiliza para que el alumno desarrolle una competencia. La RIEMS sugiere la creatividad como método o forma de enseñanza para cumplir tales nes. La BOA puede llevarse a cabo de varias formas, cubriendo tres aspectos importantes, la orientación al alumno, que como ya dijimos debe estar precedida por una buena carga de moti vación, dicha orientación puede ser de dos tipos, completa en la que el maestro le propor ciona al alumno todos los aspectos de un contenido, e incompleta en la cual se dejan ciertos aspectos de un contenido para que el alumno pueda descubrir o investigar por sí mismo. La generalidad es otro aspecto importante en la constitución de la BOA, que puede ser concreta o generalizada, es decir, el docente puede mostrar hechos concretos relativos a algún conte nido o puede abarcar el mismo contenido pero por medio de hechos generales, que tengan alguna relación con el concepto que se expone al alumno. El modo de obtención, es el último de los aspectos que incluye la BOA. Este se presenta de dos formas pre-elaborada e independiente. En la primera, el alumno llega a obtener el aprendizaje de manera conjunta con el facilitador y en la segunda los alumnos adquieren el conocimiento en forma independiente. Síntesis

Actividad que permite integrar los aprendizajes del estudiante a través de evidencias de co nocimiento, desempeño, desempeño, producto y actitud de manera que el docente cuente con estrategias para la evaluación formativa logrando involucrar al estudiante en procesos de coevaluación.

Evaluación de la competencia

Para llevar a cabo la evaluación sumativa de las competencias que se indican en los programas de estudio, se contempla esta etapa la cual debe verse como parte del proceso, es decir, no debe en ningún momento separarse de la formativa. La mejor forma de lograr esta unidad será integrando un portafolio de evidencias de aprendizaje.

1. Dinamización y motivación

2. Contextualización

3. Desarrollo de criterios

4. Síntesis

5. Realimentación

6. Evaluación de la competencia

7. Problematización

8. Formación, adquisición, construcción y desarrollo de las competencias

VII

Contenido VIII

Bloque I: Reconoce las características de los ácidos y las bases 2 Sesión A: Características de los gases

5

El papel de los ácidos y las bases

5

Generalidades de los ácidos y las bases

5

Teoría de Arrhenius

7

Neutralización

9

El pH y los cultivos

Sesión B: Teoría de Brønsted-Lowry

12

12

Teoría de Brønsted-Lowry

13

Escala de pH Sesión C: Teoría de Lewis

15 22

Teoría de Lewis

23

Reacciones ácido-base y cálculos estequiométricos

24

Bloque II: Identifca las reacciones

de oxidación-reducción Sesión A: Reacciones de óxido-reducción

34 37

Reacciones de oxidación-reducción

37

Número de oxidación

38

Balanceo de ecuaciones por óxido-reducción

39

Sesión B: Pilas

42

Celdas voltaicas

44

Potencial de oxidación de las celdas

46

Sesión C: Electrólisis

50

Reacción de electrólisis

51

Leyes de Faraday

55

Aplicaciones de la electrólisis

60

Bloque III: Explica las macromoléculas que componen a los seres vivos 68 La importancia de la Química en la nutrición

Sesión A: Carbohidratos

70

70

Generalidades

71

Clasicación de los carbohidratos

71

Metabolismo de los carbohidratos

77

Sesión B: Lípidos

81

Generalidades

82

Características, funciones y clasicación de los lípidos

82

Necesidades diarias de lípidos

84

Metabolismo de los lípidos

86

Sesión C: Proteínas

89

Generalidades

90

Clasicación de las proteínas

91

Función biológica de las proteínas

98

Estructura de las proteínas

100

Metabolismo de las proteínas

104

Bibliografía

110

IX

Bloque I: Reconoce las características de los ácidos y las bases Objetos de aprendizaje: X

Ácidos y bases

X

Teorías

Desempeños del estudiante al concluir el bloque: X

Identica las características de los ácidos, bases y las relaciona con situacio nes de su vida cotidiana, mostrando una postura crítica y responsable.

X

Aplica las diversas teorías que denen a los ácidos bases y resuelve problemas de casos reales o hipotéticos

Competencias a desarrollar: X X

Valora de forma crítica y responsable los usos de los ácidos y las bases en el ambiente y la sociedad. Reconoce el comportamiento de los ácidos y las bases a partir del estudio de sus propiedades.

X

Resalta las propiedades de los ácidos y las bases y los reconoce como facto res y elementos de riesgo físico, químico y biológico presentes enla naturaleza, que alteran la calidad de vida de una población.

X

Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la información cientícasobre los ácidos y las bases que contribuya a su formación académica.

X

Confronta las ideas preconcebidas acerca de los ácidos y las bases con el conocimiento cientíco para explicar y adquirir nuevos conocimientos.

X

Resuelve problemas establecidos o reales de su entorno referentes a los áci dos y las bases, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora del mismo. Aplica medidas de seguridad para prevenir accidentes en su entorno y/o en la realización de prácticas experimentales con ácidos y bases.

X

Bloque I: Reconoce las características de los ácidos y las bases

Dinamización y motivación 4

¿Sabes qué es un ácido o una base? ¿Qué benecios nos trae el utilizar ácidos en nuestras labores diarias? ¿Qué papel juegan los ácidos y las bases en nuestro organismo? ¿Qué ácidos y bases utilizas en tu vida cotidiana? A cada una de estas preguntas le daremos respuesta a lo largo de este bloque.

Contextualización

Actividad de aprendizaje 1

De acuerdo con las imágenes anteriores, ¿qué utilidad tienen estas sustancias en tu vida cotidiana?

TEMAS SELECTOS DE QUÍMICA II

Sesión A: Características de los gases Desarrollo de criterios X

Describo el comportamiento de sustancias ácidas y básicas a partir de ejem plos cotidianos.

X

Clasico los ácidos y bases utilizando la teoría de Arrhenius.

X

Utilizo las reacciones de neutralización para describir las propiedades de los ácidos y bases.

X

Valoro la importancia de los ácidos y bases en mi vida cotidiana.

Problematización Elabora una lista de las sustancias ácidas y básicas que utilices en tu casa de manera frecuente y señala cuál es el uso que les das.

Formación, adquisición, construcción y desarrollo de las competencias

El papel de los ácidos y las bases En la naturaleza encontramos diversas sustancias que son de vital importancia para los seres vivos, pues forman parte fundamental de sus organismos. En el caso de los seres humanos, por ejemplo, el ácido clorhídrico se encuentra presente en el proceso de la digestión; el ácido láctico, en la leche; la leche de magnesia Mg(OH)2, en ciertos medicamentos auxiliares en el tratamiento de la gastritis, como principio activo; o diversas sustancias, en muchos productos que utilizamos en nuestra vida cotidiana, como son los jabones, los detergentes, el ácido muriático (ácido clorhídrico), el vina gre (ácido acético), etc.


Generalidades de los ácidos y las bases Los ácidos y las bases son importantes en numerosos procesos químicos que se lle van a cabo en nuestro alrededor, desde los industriales a los biológicos, y desde las reacciones en el laboratorio a aquéllas que se efectúan en nuestro medio ambiente. El tiempo que se requiere para que un metal sumergido en agua se corroa, la capacidad de un ambiente acuático para sustentar la vida de plantas y peces, y el destino de sustancias químicas contaminantes que son arrastradas del aire por la lluvia, todo ello depende de la acidez o basicidad de las soluciones.

5


6

En nuestra vida cotidiana estamos en contacto con sustancias o materiales que contienen compuestos ácidos, bases y sales, como por ejemplo el jugo de limón, que contiene ácido cítrico, el cual es el responsable de darle un sabor agrio a esta fruta; los jabones que usamos en las lavanderías, que contienen lejía, la cual es una base compuesta de sodio que le da un sabor amargo; o los limpiadores para estufas, cuyo poder desincrustante de cochambre se debe a una base fuerte: el hidróxido de sodio. La presencia de estos compuestos de gran importancia en el mundo de la Química imparte características peculiares a los materiales. Se ha descubierto que los ácidos, las sales y las bases, cuando se disuelven en agua, son conductores de la electricidad, y por estas propiedades conductoras se les llamó electrolitos. Desde los inicios de la Química, los cientícos observaron que las sustan cias llamadas ácidos poseían un sabor agrio y disolvían a los materiales activos como el hierro y el zinc, además de cambiar el papel tornasol de azul a rojo, mientras que las bases tienen una consistencia babosa o resbalosa al tacto y un sabor amargo, y en contacto con el papel tornasol, éste cambia de rojo a azul.

Actividad de aprendizaje 2 Realiza una revisión bibliográca sobre la clasicación de los electrolitos y clasifícalos en un cuadro sinóptico.


Teoría de Arrhenius August Arrhenius investigó por primera vez el comportamiento electrolítico de los ácidos y las bases en soluciones acuosas, y explicó e ste fenómeno como la disocia ción de las sustancias en iones con cargas positivas (cationes) y negativas (aniones). Arrhenius supuso que los ácidos eran sustancias que, al ionizarse en solu ción acuosa, producían iones hidrógeno H+ (protones libres), mientras que las bases, en las mismas circunstancias, liberaban iones hidroxilo OH-. Por ejemplo, al ionizarse el ácido clorhídrico en solución acuosa, según la teoría de Arrhenius, se produce la siguiente reacción: HCl

  →

+

H

Cl

+

−

La ecuación general que representa este proceso se expresa como: HA

  →

+

H

A

+

−

De acuerdo con esta teoría, un ácido siempre está formado por hidrógeno y otra especie, la cual generalmente es un elemento no metálico, y sus propiedades se deben a los iones que se liberan en la solución acuosa. Por su parte, las bases o hidróxidos como el NaOH, al ionizarse en solución acuosa, lo hacen de acuerdo con la siguiente reacción: NaOH

  →

Na

+

−

OH

+

El proceso general de disociación es el siguiente: MOH

  →

+

M

+

−

OH

Este fenómeno se observa en ácidos y bases fuertes, es decir, en aquellas sustancias que en solución acuosa se ionizan totalmente, como por ejemplo los hi dróxidos de los grupos I A y II A, así como los ácidos del grupo VII A. Una solución ácida contiene un exceso de iones hidrógeno, mientras que una solución básica contiene un exceso de iones oxhidrilo o hidroxilo. Cuando un ácido y una base fuertes reaccionan, los iones formados se anulan dando lugar a una reacción en la que se origina la formación de una sal y agua. Así, por ejemplo, la reacción que se produce entre el NaOH y el HCl en solución acuosa origina la formación de la sal NaCl o cloruro de sodio y una molécula de agua no ionizada. La siguiente reacción representa este proceso: HCl

+

NaOH

  →

NaCl + H2 O

Al efectuarse esta reacción en solución acuosa, todas las especies se en cuentran como iones:

(H

+

+

−

Cl

) (Na +

+

ácido + base

+

Cl

−

)

  →

Na

+

+

Cl

−

+

H2O

sal + agua

Las especies químicas que reaccionaron fueron únicamente los iones H + y los iones OH- para producir la molécula de agua, mientras que los iones Na+ y los iones Cl- se mantuvieron como tales en la solución acuosa.

7


Las reacciones de ionización para algunos ácidos y bases en solución acuosa que presentan este comportamiento son:

8

a)

El ácido nítrico es monoprótico (presenta un solo protón H+): HNO3

  →

H

+

+

NO3

−

b) El ácido sulfúrico, por tener dos protones, es diprótico (presenta dos io nizaciones): H2SO 4 HSO 4

c)

−

+

  →

H

  →

H

+

+

+

HSO 4 SO 4

−

2−

El ácido fosfórico es triprótico (presenta tres ionizaciones): H3PO 4 H2PO 4 HPO 4

  →

−

2−

+

H

+

+

  →

H

  →

H

+

H2PO 4

−

+

HPO 4

+

PO 4

2−

3−

Como se observa en las reacciones anteriores, dependiendo del número de protones que tenga un ácido, es el número de ionizaciones que puede presentar.

Actividad de aprendizaje 3 Contesta las siguientes cuestiones y realiza lo que se te pide: 1) ¿Qué es un ácido y una base de Arrhenius?

2) ¿Qué es un ácido fuerte?

3) ¿Qué es una base fuerte?

4) Escribe las fórmulas de tres ácidos y tres bases fuertes.


Neutralización Cuando reacciona una solución ácida con una básica, quedan en la disolución iones positivos y negativos, los cuales estarán rodeados de moléculas de agua; es decir, sucederá el proceso de solvatación, el cual evitará que los iones positivos del ácido se unan con los iones negativos de la base, y al eliminarse el agua por evaporación, se formará una sal. Una sal es un compuesto neutro cristalino formado a partir de la reacción de un ácido con una base. Existen tres tipos de sales: neutras, ácidas y básicas. Las sales neutras se forman cuando los iones hidrógeno del ácido son sus tituidos por un metal, como por ejemplo: KNO3, Na2SO4, K2CO3. Las sales ácidas se forman por la sustitución parcial de los átomos de los iones hidrógeno (H+) de un ácido por un catión metálico, como por ejemplo: NaHCO3 (bicarbonato de sodio), KHSO 4 (sulfato ácido de potasio), etc. Las sales básicas son aquéllas que contienen iones hidroxilo (OH-) en su molécula, entre los cuales tenemos: ZnOHCl (cloruro monobásico de zinc), Bi(OH)2NO3 (nitrato dibásico de bismuto), Ca(OH)Cl (cloruro monobásico de calcio). Algunas de las características principales de las sales son las siguientes: a)

Son sólidas a temperatura ambiente y se funden a altas temperaturas (entre 500 y 1000 °C).

b) Cristalizan en un sistema perfectamente bien denido. c)

Sus soluciones acuosas son conductoras de la electricidad, es decir, son electrolitos.

d) Las sales en solución acuosa se ionizan en iones positivos y negativos. e) Las sales fundidas son excelentes conductores de la electricidad.

La mayoría de estos compuestos son sustancias polares muy solubles en agua, razón por la cual el agua potable contiene pequeñas cantidades de estas sustancias. En algunas ciudades la concentración de sales de calcio y magnesio llega a ser tan alta que el agua es llamada agua dura.

Actividad de aprendizaje 4 Investiga cuáles son los métodos de neutralización que se llevan a cabo con mayor frecuencia y escríbelos a continuación:

9


Síntesis 10

Realiza la siguiente actividad experimental.

Electrólitos y no electrólitos Objetivo

Clasicar las sustancias como electrolitos o no electrolitos de acuerdo con su capaci dad de conducir la corriente eléctrica. Materiales y reactivos

Materiales

Reactivos

5 vasos de precipitado de 20 mL

Cloruro de sodio

1 espátula

Hidróxido de sodio

1 probeta

Sacarosa (azúcar de mesa)

1 agitador de vidrio

Alcohol etílico

1 aparato de conductividad con un foco de linterna

Agua destilada

2 clavos 1 fuente de poder de bajo voltaje (convertidor de corriente alterna a directa o pila de 9V)

Procedimiento

1) Rotula 5 vasos de precipitado con los nombres de las sustancias a utilizar: a)

NaCl

b) H2O destilada c)

C2H5OH

d) C12H22O11 e) NaOH

2) Con una espátula toma un poco (aproximadamente 0.3 g) de cada una de las sustancias sólidas: cloruro de sodio, hidróxido de sodio y azúcar, y colócalas en el vaso correspondiente. Limpia la espátula entre sustancia y sustancia para no contaminarlas. 3) Con la probeta mide 1 mL de alcohol etílico y viértelo en el vaso correspondiente. 4) Agrega aproximadamente 10 mL de agua destilada a cada uno de los vasos y agita con cuidado, hasta que las sustancias se hayan disuelto completa mente. Limpia el agitador entre sustancia y sustancia para evitar cualquier contaminación.


5) Prueba si las diferentes sustancias conducen o no la corriente eléctrica, conectando el aparato a la fuente de poder y sumergiendo los clavos en cada una de las muestras. Aquellas muestras donde encienda el foco son los elec trolitos. Después de cada una de las pruebas, lava los clavos en un vaso con agua destilada para evitar contaminar las soluciones. Nota: No toques los clavos (electrodos) cuando el aparato esté conectado a la fuente de poder, ya que corres el riesgo de sufrir un choque eléctrico. 6) Repite la prueba con las sustancias que mostraron conductividad de la co rriente eléctrica, agregando al vaso otros 5 mL de agua destilada, y luego 5 mL más. 7) Registra tus observaciones. Cuestionario

1) Describe los dos principales tipos de enlace que se presentan entre los átomos.

2) ¿Qué propiedades distinguen a las sustancias que presentan enlaces o uniones iónicas de las que tienen uniones covalentes?

3) De acuerdo con tus resultados, ¿cuáles sustancias tienen enlaces iónicos y, cuáles, covalentes?

4) Al poner en solución a una sustancia que presenta enlaces iónicos, ¿cuál es el fenómeno que permite la conducción de la corriente eléctrica?

5) ¿Qué diferencia observaste experimentalmente entre un electrolito y un no electrolito?

11

Bloque I: Reconoce las características de los ácidos y las bases 6) ¿Qué explicación puedes dar a los resultados que observaste en el punto número 6 del procedimiento?

12

Dinamización y motivación Contextualización

El pH y los cultivos ¿Sabías que el cultivo de ciertas plantas depende del pH del suelo? Para poder de sarrollarse, las plantas necesitan absorber nutrientes, que toman del suelo donde se encuentran; así que si éste no está en condiciones adecuadas, las plantas por con secuencia no crecen como es debido o simplemente no se desarrollan. A la hora de decidir sembrar alguna planta es importante conocer el pH no sólo del suelo, sino del agua con la que se va a regar dicha planta. Cuando las condiciones son propicias, se habla de condiciones óptimas de pH. Existe una forma de regular el pH al momento de regar las plantas, a la que se le conoce como fertirrigación. Este procedimiento proporciona la irrigación necesaria a través de disoluciones nutritivas y controladas de pH, para un mayor rendimiento de los cultivos.

Sesión B: Teoría de Brønsted-Lowry Desarrollo de criterios X

Describo el par conjugado ácido-base a partir de la teoría de BrønstedLowry.

X

Aplico el concepto de pH en los procesos químicos, biológicos y del am biente.

X

Muestro interés en el trabajo colaborativo.

Problematización Investiga qué importancia tiene el pH en el cuerpo humano y redacta un breve resumen al respecto en tu libreta.



Teoría de Brønsted-Lowry Esta teoría describe el comportamiento de ácidos y bases, resaltando el concepto de pH y su importancia en los procesos químicos, biológicos y ambientales. En 1932, el cientíco J. N. Brønsted y el cientíco T. M. Lowry propusieron una teoría que mejora la propuesta por Arrhenius, debido a que é sta se limitaba a las disoluciones acuosas y, como se ha encontrado, existen reacciones ácido-base que no necesariamente ocurren en fase acuosa o en solventes distintos al agua, como por ejemplo el NH3, que reacciona en fase gaseosa con el HCl para formar una sal NH4Cl. Con base en esto, Brønsted-Lowry propuso nuevos conceptos para los ácidos y las bases: Un ácido es una especie química capaz de ceder un protón. Una base es la especie química aceptora del protón en solución acuosa. Reacción ácido-base es aquélla en que el ácido transere un protón a una base. Al ceder un protón, el ácido se convierte en una base conjugada del ácido, mientras que la especie que aceptó al protón es ahora un ácido conjugado de la base, por lo que las bases tienen ácidos conjugados y, los ácidos, bases conjugadas. Una base conjugada es lo que queda del ácido después de eliminar un protón, mientras que el ácido conjugado es lo que queda de la base después de aceptar el protón del ácido. Para demostrar esto, analicemos la siguiente reacción: HCl( g )+ H2 O(l ) → H 3O

+

(aq )

+

−

Cl

En esta reacción el ácido es el cloruro de hidrógeno gaseoso y, la base, el agua. El protón que cede H+ se combina con una molécula de agua para formar el ion hidronio H3O+. El ion hidronio es el ácido Brønsted-Lowry, es decir, un ácido conjugado de la base; el ion Cl-, por su parte, es la base conjugada del ácido. La reacción general que se produce puede representarse de la siguiente manera: Ácido + Base  → Base conjugada + Ácido conjugado Según la teoría de Brønsted-Lowry, la autoionización del agua es una reacción ácido-base en donde una molécula de H 2O actúa como un ácido donando un protón a otra molécula de H 2O que actúa como una base. La molécula de agua que dona el protón se transforma en ion OH-, base conjugada del agua; y la molécula aceptora del protón se transforma en un ion H3O+. La reacción que se produce es la siguiente: H2O

+

H2 O

  →

H3 O

+

+

−

OH

ácido base ácido conjugado base conjugada

13


La formación del ion hidronio H 3O+ es un ácido Brønsted-Lowry, y el ion hidroxilo OH- es una base Brønsted-Lowry.

14

A la reacción que presenta el agua ante un ácido comportándose como una base, y ante una base comportándose como un ácido, se le conoce como comportamiento anfótero. Cuando más fácilmente una sustancia cede un protón, con menor facilidad su base conjugada lo acepta. Del mismo modo, cuando más fácilmente una base acepta un protón, con menor facilidad su ácido conjugado lo cede. En otras palabras, “cuando más fuerte es un ácido, más débil será su base conjugada, y si se trata de un ácido débil, su base conjugada será más fuerte”.

Pares conjugados ácido-base Ácido A u m e n t o d e a c i d e z

HClO4 Hl HBr HCl H2SO4 HNO3 H3O+ HSO4– HF HNO2 HCOOH CH3COOH NH4+ HCN H2O NH3

Base conjugada

}

Ácidos fuertes. Se suponen disociados a 100% en disolución acuosa.

}

Ácidos débiles. En el equilibrio hay una mezcla de moléculas de ácido no ionizadas, así como de iones H+ y de base conjugada.

ClO4– I– Br– Cl– HSO4– NO3– H2O SO42– F– NO2– HCOO– CH3COO– NH3 CN– OH– NH2–

A u m e n t o d e b a s i c i d a d

} Si tenemos la siguiente reacción:

NH3 + HCl

  →

NH4 Cl

El amoniaco recibe un protón de cloruro de hidrógeno y se comporta como una base Brønsted, mientras que el cloruro de hidrógeno, al donar el protón, se comporta como un ácido de Brønsted, quedando de la siguiente manera: Ácido conjugado

NH3(g)

+

HCl(g)

Base de Brønsted

→

NH4

Base conjugada

+

Ácido de Brønsted

Dona un protón

Par conjugado NH3

( g )

+

HCl

( g)

  →

NH4+ + Cl-

Cl–


A manera de síntesis, señalaremos que un par conjugado ácido-base diere tan sólo en la presencia o ausencia de un protón. Todo ácido tiene una base conju gada que se forma quitando un protón al ácido. De manera inversa, toda base tiene un ácido conjugado que se forma añadiéndole un protón a la base. Por ejemplo: Si al ácido sulfhídrico H 2S le quitamos un protón, obtenemos una base conjugada: H2S

  →

HS

−

Si al ion cianuro que se comporta como una base le añadimos un protón, obtenemos el ácido conjugado correspondiente: −

CN

  →

HCN

Actividad de aprendizaje 1 Completa las siguientes reacciones e indica cuál es el ácido y la base de BrønstedLowry : a)

HI

b)

HNO2

c)

H2 O

d)

NH4

e)

H2SO 4

+

H2 O

H2 O

+

H CN

+ +

+

  →

H2 O

+

  →   →   →

H2 O

  →

Escala de pH La molécula de agua puede actuar como donadora o como receptora de un protón, o bien, de ambas maneras al mismo tiempo; a esta transferencia de protones se le llama autoionización, la cual explica la ionización espontánea del disolvente. Esta reacción se efectúa sólo en pequeño grado y dando lugar a una con ductividad eléctrica muy pequeña en el caso del agua pura. A temperatura ambiente, sólo una de cada 108 moléculas está ionizada en un instante dado, y ninguna perma nece en forma iónica mucho tiempo, pues el equilibrio es muy rápido. En promedio, un protón se transere de una molécula de agua a otra con una velocidad de 1000 veces/segundo, y se representa de la siguiente manera: H2O + H2O  → H O 3 (ac ) +

H2 O

  →

+

H

+

+

OH

−

−

OH

La constante de equilibrio para esta reacción es: K eq

H3O+   =  H2 O 

OH−    H2O 

15


La concentración molar del agua en soluciones acuosas es de 55.6 M, la cual permanece constante. Si la sustituimos en la ecuación, queda como sigue:

16

K eq

 H O+  OH−    3   =  55.6 

Si la ecuación queda lineal: K eq 55.6  = H3O +   OH− 

El producto de una constante da como resultado otra constante llamada producto iónico del agua (Kw), que a una temperatura de 25 °C tiene un valor de 1 x 10-14, por lo que tenemos: = H3O +  OH− 

Kw

= H3O +  OH−  = 1 × 10−14

Kw

H3O+  = 1 ×10 −14  

M

OH−  = 1  

M

× 10

−14

M

H3 O+  =  OH−     

o bien, H O+  = 1 × 10−

14

3

M

y OH−  = 1 × 10−

14

M

+ − Por lo tanto, tenemos que H O  = OH  3

1

La escala de pH es una medida de concentración de iones hidrógeno.

×

10

−7

=

1

×

10

−7

Kw es constante en todas las soluciones acuosas diluidas, aun cuando la concentración de iones H+ y OH- varíe al añadir ácido o base al agua. La ionización del agua es tan pequeña que casi nunca se considera en la producción real o en el uso de ácidos y bases; su conocimiento ha permitido desa rrollar la escala de pH para indicar la acidez o basicidad de cualquier solución acuosa.

Las concentraciones de iones se expresan en potencias de 10, que van desde 10 a 10-1. El signo negativo se elimina con la función logarítmica negativa, que se expresa como sigue: -13

pH = − log H+  y se tiene que

pH = – log[ 1 × 10–7] = – log10–7 = –[–7] pH

=

7

De esta expresión se deduce que: pOH y que:

pH

=

1

10

×

pH

+

−7

=

pOH

1 =

×

1

10 ×

−7

, o que

10

14

−


De esta manera, si conocemos la concentración de iones H3O+, también podemos conocer por diferencia la concentración de iones OH-. El pH de una solución de dene como el logaritmo negativo con base 10 de la concentración molar de iones hidrógeno: pH = −log H3O +  y el pOH = − logOH−   

Recuerda que un pH de 7 indica una solución neutra, es decir: H3O +  =  OH−     

Las soluciones que tienen más iones H3O+ que iones OH- tienen valores de pH menores de 7, mientras que aquéllas que tienen menos iones H3O+ que iones OH- tienen valores de pH mayores de 7. Cuanto menor sea el valor de pH de una solución, ésta será más ácida.

Actividad de aprendizaje 2 Investiga los valores de pH, concentración de iones H 3O+ y concentración de iones OH- para las siguientes soluciones: NaOH 0.1 M Blanqueador casero Amoniaco casero Agua de cal

Leche de magnesia

Bórax

NaCO3 para panadería

Clara de huevo

Agua de mar

Sangre humana

Leche

Saliva

Lágrimas

Lluvia

Café negro

Plátano

Jitomate

Vino

Refresco de cola

Jugo de limón

Jugo gástrico

Vinagre Para calcular la concentración de iones hidronio y el pH, tenemos lo si guiente: a)

En una muestra de jugo de limón, la H+ es de 3.8 × 10-4 M. ¿Cuál es su pH? pH = −log H+  pH = −log 3.8 × 10−4  ,

Aplicando las propiedades de los logaritmos, tenemos lo siguiente: pH= – (log 3.84 + log 10–4)= –log[3.84 + (–4) log 10] pH = − (log 3 84 − 4 log 10 ) = − 0 89 − 4 (1 )  = − ( − 3.21)

pH

=

321 .

b) Si se tiene una solución décimo molar de HCl en un litro de solución, ¿cuál será el pH de ésta? Si pH = − log  H + , entonces tenemos que pH = −log 10 −1  Por lo tanto pH = 1.0

17

Bloque I: Reconoce las características de los ácidos y las bases c)

18

Una muestra de jugo de manzana recién exprimido tiene un pH de 3.76. Calcula la concentración de iones H+.

En este caso se proporciona el valor del pH y la forma de resolución es, en lugar de sacar el logaritmo, buscar el antilogaritmo del valor proporcionado, lo que queda de la siguiente forma: pH = 3.76, y si sabemos que pH = −log H+  , tenemos; guiente:

3.7 6 = − log H+  , despejando la concentración de H+, obtenemos lo siantilog – 3 76 = H+  , por que nuestro resultado es: H+  = 11.7 × 10 −4 M  

Actividad de aprendizaje 3 I. Contesta las siguientes cuestiones. a)

¿Qué es una escala de pH?

b) ¿A qué se le llama producto iónico del agua?

c)

¿A qué se debe que el agua pura se ionice muy poco?

d) ¿Por qué se dice que una solución cuyo pH es de 7 es una solución neutra?


II. Resuelve los siguientes ejercicios.

1) La concentración de iones H+ en una botella de vino recién abierta es de 3.2 × 10 -4 M. Calcula el pH del vino.

2) Al recolectar agua de lluvia en ciertas regiones del país, se observó que el pH fue de 4.82. ¿Cuál será la concentración de iones H+ que tiene el agua de lluvia?

3) ¿Cuál es el pH de una solución de NaOH cuya concentración de OH - es de 2.5 × 10 -4?

4) ¿Cuál es el pH de una muestra de vinagre diluido cuya concentración de H+ es de 1.5 × 10-2?

19


5) ¿Cuál es la concentración de iones H + de una muestra de jugo de naranja, si su pH es de 4.6?

20

Síntesis Realiza la siguiente actividad experimental.

Propiedad de los ácidos Objetivo

Observar la reacción de un ácido fuerte con un metal alcalino que origina la formación de gas hidrógeno, la cual es una propiedad de los ácidos. Materiales y reactivos

Materiales

Reactivos

1 tubo de ensaye

1 trozo pequeño de cinta de magnesio

1 soporte metálico

Ácido clorhídrico QP

1 pinza de dos dedos o para tubo de ensaye 1 cronómetro 1 pipeta o gotero de vidrio

Procedimiento

1) Sujeta el tubo de ensaye con la pinza. 2) Coloca en el fondo del tubo unos trocitos de la cinta de magnesio. 3) Adiciona lentamente, gota a gota, el ácido clorhídrico. 4) Observa qué ocurre durante esa reacción. Observaciones


Cuestionario

1) Escribe la reacción química que represente el proceso químico efectuado en la práctica.

2) ¿Con qué otros metales reaccionan los ácidos para producir gas H 2?

3) La reacción que se produce, ¿es endotérmica o exotérmica?

Dinamización y motivación Contextualización Como recordarás, en 1960, Lewis presentó su teoría para explicar la formación del enlace químico, representando al núcleo del átomo y a todos los electrones internos con el símbolo del elemento, y a los electrones de valencia con puntos o cruces al rededor del símbolo. Ejemplos: 1

H = 1s1

6

C = 1s22s22p2

H

Agua (H2O)

Na = 1s22s22p63s1 Na

•

C

•

•

•

•

17

Cl = 1s22s22p63s23p5

••

••

••

••

•

Metano (CH4) H

••

H O O H ••

Cl

••

Peróxido de hidrógeno (H2O2) ••

••

H O H ••

11

•

••

••

••

••

••

H C H H ••

••

••

••

H O H −

−

••

••

H

••

H O O H −

−

••

−

••

|

H C H −

−

|

H

21


Sesión C: Teoría de Lewis 22

Desarrollo de criterios X

Describo el comportamiento de las sustancias ácidas y básicas a partir de la teoría de Lewis.

X

Aplico la teoría de Lewis en la clasicación de ácidos y bases en situaciones experimentales.

X

Prevengo riesgos al utilizar reactivos en el laboratorio.

X

Respeto las normas de seguridad en el uso y manejo de sustancias, instru mentos y equipos en cualquier contexto

Problematización I. En el cuadro siguiente escribe la conguración electrónica abreviada, la estructura de Lewis y cuántos electrones de valencia tiene cada elemento. Elemento

Conguración electrónica

Estructura de Lewis

Electrones de valencia

Berilio

Nitrógeno

Rubidio

Azufre

Arsénico

II. Desarrolla en tu libreta la representación de Lewis para los siguientes elementos. a)

Helio

e) Indio

i)

Sodio

b) Berilio

f)

Neón

j)

Plomo

c)

g) Estroncio

k)

Kriptón

Potasio

d) Magnesio

h) Fósforo

III. Mediante la estructura de Lewis, desarrolla la formación del uoruro de magnesio (MgF2) y del bromuro de potasio (KBr).



Teoría de Lewis En 1932, Gilbert Lewis propuso una teoría acerca de los ácidos y las bases, donde denió a éstos de la siguiente manera: X

Ácido. Especie química capaz de aceptar un par de electrones.

Base. Especie química capaz de donar un par de electrones. Esta teoría indica que existe una transferencia de pares electrónicos de cualquier especie, no únicamente de iones H+ o iones OH-, por lo que lo importante a considerar es que la especie “receptora” debe tener un orbital vacío para acomo dar dicho par electrónico, mientras que la especie “donadora” deberá tener pares de electrones no compartidos. X

De acuerdo con la representación de Lewis, en la reacción del amoniaco gaseoso con el agua, el nitrógeno de la molécula del amoniaco tiene un par de electrones no compartido, por lo que es una base de Lewis, mientras que la molécula de agua actúa como un ácido. NH3 + H2 O

  →

NH4

+

-

+ OH

La importancia del concepto de Lewis es que resulta general para otras de niciones, pues incluye reacciones ácido-base que no implican ácidos de Brønsted, como por ejemplo la reacción entre el triuoruro de boro (BF3) y el amoniaco (NH3): F |

• •

F−B + |

H

F

|

|

N−H |

F

H |

F−B

H

N−H

|

|

F

H

El átomo de boro presenta hibridación sp2 y tiene un orbital 2p sin hibridar, por lo que acepta el par de electrones del NH 3. El BF3 es un ácido de Lewis. Otros ejemplos de ácidos de Lewis son el ácido bórico y el tricloruro de aluminio. Si tenemos la reacción ácido-base de Lewis: CO2 ( g )

+

H2 O(l)   → H CO 2 3 (ac )

esta reacción sucede en dos pasos:

Uno de los pares de electrones no compartidos del átomo de oxígeno en el agua es cedido al átomo de carbono: • • • •

O

H

•

• •

O

•

•

• •

H

C

H • •

O

• •

–

O

•

+

O H

•

•

•

•

C O

•

•

•

•

23


El agua es una base de Lewis y el CO 2 es un ácido de Lewis. La reacción naliza por la transferencia de un protón del agua hacia el oxígeno negativo del CO2: • •

• •

–

O

24

• •

H

+

O H

•

•

•

•

H • •

C

• •

O

•

•

•

•

–

O

•

•

•

•

+

O H

C O

•

•

•

•

En las siguientes reacciones se representa a los ácidos y bases de Lewis: +

Ag

( ac )

+

2NH3 ( ac )

Ag (NH3 )

2

ácido base 2+

Cd

( ac )

+

4I

−

( ac )

CdI 4

2−

ácido base SnCl4 ( s ) + 2Cl

−

 �  ( ac ) 

SnCl62

−

ácido base Hg2

+

( ac )

+

−

4CN

 �  ( ac ) 

Hg ( CN)

2− 4

ácido base 3+

Co

( ac )

ácido

+

 � Co NH 6NH3 ( ac )    ( 3)

3+

6

base

Todas las bases de Brønsted son bases de Lewis. Comúnmente cuando se habla de un ácido, éste es considerado en términos de la denición de Brønsted-Lowry, mientras que la expresión de ácido de Lewis se reserva para sustancias que pueden aceptar un par de electrones pero que no contienen átomos ionizables de hidrógeno.

Reacciones ácido-base y cálculos estequiométricos En los procesos industriales se requiere de ciertas reacciones ácido-base para cuanticar sustancias que son de vital importancia en los procesos biológicos, alimenticios, etc. Para realizar este tipo de cuanticación, se requiere realizar un análisis químico cuantitativo, necesario para determinar la cantidad exacta del componente que se requiera. Para valorar los analitos mediante este tipo de reacciones, debemos tomar en cuenta lo siguiente: a)

que se produzca una reacción ácido-base;

b) que el tiempo de reacción sea corto; c)

que la reacción debe ser completa y no producir otro tipo de compuestos que intereran con la valoración;

d) que las reacciones deben ser conocidas para poder relacionar la cantidad de las sustancias con el peso del producto en la unidad de volumen.


Este tipo de cálculos se basa principalmente en los volúmenes de solución. A este sistema se le conoce como análisis volumétrico o volumetría . Las soluciones utilizadas en este proceso deben ser de concentración conocida, expresada en molaridad o normalidad. Para determinar esta concentración, se utiliza la titulación, que consiste en medir el volumen de un reactivo que se necesita para que reaccione con una masa o volumen medidos de otro reactivo.

25

Al realizar la titulación se requiere de un indicador visual, el cual nos marca con un cambio de coloración el nal del proceso. Un indicador es una sustancia que modica su estructura química al variar su pH, momento en el cual se observa un cambio de coloración en el proceso, que indica el punto nal de la titulación, es decir, que el proceso se ha completado al ocurrir una neutralización. Ejemplo: Si deseamos conocer la normalidad de una solución de ácido acético presente en una muestra de vinagre, requerimos conocer el volumen de vinagre sobre el que vamos a realizar la valoración, así como la concentración de la base a utilizar, que en este caso es NaOH a una concentración en términos de normalidad. La reacción quedaría de la siguiente manera: CH3COOH

+

NaOH

  →

CH3COONa

+

H2O

De esta ecuación podemos deducir que un equivalente químico de ácido reacciona con un equivalente químico de la base, por lo que Eq de A = Eq de B, de donde tenemos la siguiente fórmula: V × N A

A

=

VB× NB

El volumen del ácido multiplicado por su normalidad es igual al volumen de la base multiplicado por su normalidad.

La solución concentrada o estándar que se utiliza en la titulación puede ser un ácido o una base, según sea el caso.

Bloque I: Reconoce las características de los ácidos y las bases VA = volumen de ácido acético a valorar = 50 mL

NA = volumen que se busca VB = volumen utilizado de la base en la titulación = 15 mL

26

NB = normalidad de la base = 0.3 N Por lo tanto, tenemos:

(50 mL ) (N ) A

NA

=

=

(15 mL ) (0.3 N)

(15 mL ) ( 0.3 N) 50 mL

=

0.09 N es

la concentración del ácido acético.

Ejemplo: ¿Cuál es la normalidad y la molaridad de una solución de H 2SO4 si se requieren 12.5 mL de NaOH y 0.2012 N para neutralizar por completo 10 mL de la solución ácida? H2SO4

+

2NaOH

  →

Na2SO4

+

2H2 O

Despejando NA y sustituyendo los datos: NA

=

(12.5 mL ) ( 0.2012) 10 mL

=

0.2512 N

Cuando se neutraliza el ácido, proporciona dos equivalentes químicos de H por mol de H2SO4. Entonces la conversión es: +

Eq

=

mol × H2 SO4 0.2512 volumen volumen =

PM = 98 g/mol Una solución 1 M de H 2SO4 tiene 98 g/L de solución. Una solución 1 N de H 2SO4 tiene 98/2 por g/L litro de solución = 49 g/L. Por lo que tenemos: N

=

M /2

, de lo que deducimos: 2N = M

Sustituyendo 2 ( 0.2512 ) = 0.5024 M

=

M


Actividad de aprendizaje 1 I. Realiza los siguientes cálculos para las reacciones ácido-base:

1) Se desea preparar 500 mL de una solución de NaOH 2.5 M. ¿Cuántos gramos de NaOH se requiere pesar para preparar una solución de 500 mL a 2.5 M?

2) Para titular una alícuota de 10 mL de una solución de KOH se gastaron 12.5 mL de una solución de ácido sulfúrico 0.0998 N. a)

¿Qué indicador se utilizará en esta titulación?

b) Escribe la reacción que se lleva a cabo en este e ste proceso.

c)

¿Cuál es la normalidad de la solución de KOH?

d) ¿Cuántos gramos de H2SO4 corresponden a esta normalidad?

27

Bloque I: Reconoce las características de los ácidos y las bases 3) Se tienen disueltos 38.7 g de NaOH en 350 mL de agua. a)

a) ¿Cuál es la normalidad de la solución?

28

b) ¿A qué molaridad corresponde?

c)

¿Cuántos equivalentes químicos existen en los 38.7 g de esta base?

4) ¿Cuántos mL de HCl se requiere medir para preparar una solución de 0.25 M si la densidad de este ácido es de 0.9897 g/mL?

5) ¿Cuántos gramos de CuSO4 se requiere pesar para preparar una solución a 0.5 M?


Síntesis Resuelve la siguiente actividad experimental.

Reacción de titulación ácido-base Objetivo

Determinar la normalidad de una solución mediante una reacción química. Materiales y reactivos

Materiales

Reactivos

1 bureta

Solución de HCl 0.1 N

1 matraz Erlenmeyer de 125 mL

Solución de NaOH

1 pipeta de 10 mL

Solución de fenolftaleína 1%

1 vaso de precipitado de 50 mL 1 soporte universal 1 pinza para bureta

Procedimiento

1) Mide con la pipeta 10 mL de la solución de NaOH y colócalos en el matraz. 2) Adiciónale 1-2 gotas de fenolftaleína como indicador de la reacción. 3) En la bureta coloca el HCl. 4) Realiza la titulación.

5) Anota el volumen gastado de HCl hasta la aparición del color rosa en el matraz. 6) Realiza los cálculos estequiométricos.

29


Realimentación 30

I. Resuelve lo siguiente como se te indica.

1) Clasica las reacciones de las siguientes sustancias en ácido o bases según la teoría de Arrhenius: a)

HNO3

b) KOH c)

Ca(OH) 2

d) HCl e) H2SO4 f)

NaOH

2) Clasica las siguientes sustancias en ácidos o bases según la teoría de BrønstedLowry: a)

NH4+

b) HCO3-

d) H3O+ e) H2SO4

H2O f) HSO4 3) Calcula el pH y el pOH de la siguiente reacción: una concentración de 2.0 ×10-12 mol/L de ion hidrógeno en amoniaco casero. c)


Evaluación I. Coloca dentro de los paréntesis de la derecha las letras que correspondan a las respuestas correctas:

1) Sustancia química que en solución acuosa es un donador de protones: ( ) a)

Ácido de Arrhenius

Ácido de Lewis

c)

b) Ácido de Brønsted d) Base de Lewis 2) Es el resultado de un ácido después de eliminarle un protón: ( ) a)

Ácido conjugado

Base conjugada

c)

b) Ácido

d) Base

3) La reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte produce una: ( a)

Sal neutra

c)

b) Sal básica

Sal ácida

d) Sal

4) La escala de pH está dada con base en: ( a)

El pH del agua

) El grado de ionización del agua

c)

b) El grado de ionización de las bases

d) El grado de ionización de los ácidos

5) El compuesto AlCl3 se convierte en un ácido de: ( a)

)

Brønsted

Lowry

c)

b) Arrhenius

)

d) Lewis

6) Identica el ácido, la base, el ácido conjugado y la base conjugada de la siguiente reacción: H2 C2 O4 (ac )

+

H2 O(l )

  →

HC2 O4

−

(ac )

+

H3 O

+

7) ¿Cuál de las siguientes especies es la base de Brønsted más fuerte? ( ) a)

CN-

b) Cl-

c)

NO3-

d) CO32-

8) ¿Cuál de las siguientes especies es el ácido de Brønsted más fuerte? a)

NH3

b) H2O

c)

HClO4

d) HF

9) Calcula el pH de la solución con concentración de H + = 8.9 × 10-4 M.

10) Calcula la concentración de H+ para una solución cuyo pH es de 11.9.

31


Rúbrica 32

Estructura de la evaluación

Criterios

Preformal

Inicialreceptivo

Resolutivo

(básico)

Recursos Autónomo

Estratégico

Describo el comportamiento de sustancias ácidas y básicas a partir de ejemplos cotidianos. Clasifco

los ácidos y las bases utilizando la teoría de Arrhenius. Utilizo las reacciones de neutralización para describir las propiedades de los ácidos y las bases. Valoro la importancia de los ácidos y las bases en mi vida cotidiana.

Describo el par conjugado ácidobase a partir de la teoría de Brønsted-Lowry. Aplico el concepto de pH en los procesos químicos, biológicos y del ambiente. Muestro interés en el trabajo colaborativo.

Clasifco los

No entiendo qué son los ácidos y las bases.

Defno los áci-

dos y las bases pero no entiendo su comportamiento.

Describo el comportamiento de los ácidos y de las bases.

Describo el comportamiento de los ácidos y de las bases a partir de ejemplos cotidianos.

Reconozco el par con jugado y el concepto de pH en diversos procesos.

Aplico la teoría de BrønstedLowry en procesos que involucren al pH.

ácidos y las bases a partir de la neutralización, valorando la importancia que éstos tienen en mi vida cotidiana.

Clasifco los

No comprendo los conceptos de par con jugado y de pH.

Defno el par

conjugado pero no entiendo su proceso ni el de pH.

ácidos y bases de acuerdo con su pH en los diversos procesos que ocurren en mi entorno.



Criterios

Preformal

Inicialreceptivo

Resolutivo

(básico)

Recursos Autónomo

Describo el comportamiento de las sustancias ácidas y básicas a partir de la teoría de Lewis. Aplico la teoría de Lewis

Describo y

en la clasifcación

de ácidos y bases en situaciones experimentales. Prevengo riesgos al utilizar reactivos en el laboratorio. Aplico normas de seguridad en el uso y manejo de sustancias, instrumentos y equipos en cualquier contexto.

Estratégico

clasifco el

No entiendo la teoría de Lewis.

Conozco la teoría de Lewis pero no la comprendo.

Utilizo la teoría de Lewis para describir el comportamiento de las sustancias.

Clasifco las

sustancias en ácidas y básicas de acuerdo con la teoría de Lewis.

comportamiento de los ácidos y las bases según la teoría de Lewis, aplicándola en situaciones cotidianas y experimentales.

33

Bloque II: Identifca

las reacciones de oxidación-reducción Objetos de aprendizaje: X

Reacciones de oxidación-reducción

X

Equilibrio de ecuaciones químicas Electrólisis

X

Desempeños de estudiante al concluir el bloque: X

Reconoce las reacciones de óxido-reducción y las relaciona con situaciones hipotéticas o reales de su vida cotidiana.

X

Explica el funcionamiento de las pilas, mostrando una postura crítica y re exiva ante la repercusión de éstas en el medio ambiente.

X

Conoce el fenómeno de electrólisis, el proceso de la corrosión y sus posibles soluciones.

Competenciass a desarrollar Competencia X

Relaciona las reacciones de óxido-reducción para comprender los diversos fenómenos que ocurren en los seres vivos y en la industria.

X

Conoce el funcionamiento de los diferentes tipos de pilas, para relacionarlos con los diversos fenómenos que ocurren en su entorno.

X

Realiza diversos cálculos para explicar las reacciones de óxido reducción que ocurren en su entorno.

X

Reconoce el fenómeno de la corrosión y valora el impacto social, ecológico y ambiental del mismo.

X

Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la información cientíca sobre los procesos de oxidación-reducción, las pilas y la corrosión que contribuya a su formación académica.

X

Confronta las ideas preconcebidas acerca de la oxidación-reducción con el conocimiento cientíco para explicar y aplicar nuevos conocimientos.

X

Resuelve problemas establecidos establecidos o reales de su entorno referentes a la oxidación-reducción, utilizando las ciencias experimentales para lacompren sión y mejora del mismo.

X

Aplica medidas de seguridad para prevenir accidentes en su entorno y/o en la realización de prácticas experimentales con reacciones óxido-reducción, pilas y electrólisis.

X

Reconoce y comprende las implicaciones biológicas, económicas, políticas y sociales del daño ambiental provocado por los desechos de pilas yasume una actitud comunicativa que favorece la solución de problemas en el ám bito escolar y local.

X

Mantiene una actitud respetuosa hacia la interculturalida interculturalidad d y la diversidad de creencias, valores, ideas y prácticas sociales.

BLOQUE II: Identifica las reacciones de oxidación-reducción


A los cambios químicos que experimenta la materia se le conoce como reacciones químicas, y una de ellas es la reacción de óxido-reducció óxido-reducción. n. Las reacciones de óxido-reducción forman parte de nuestra vida diaria, ya que muchos de los fenómenos que ocurren en el entorno son: la oxidación del hierro, la combustión, la fotosíntesis, el funcionamiento de un acumulador para autos o las propias reacciones bioquímicas que ocurren en nuestro organismo, se llevan a cabo mediante este tipo de reacciones. Estas reacciones tienen aplicaciones en la industria metalúrgica para la ob tención de metales, mediante procesos electroquímicos, o en la fabricación de pilas que todos conocemos. Durante este bloque analizaremos la manera en que se llevan a cabo las reacciones de óxido-reducción en los fenómenos de nuestro entorno, así como las aplicaciones de las mismas.

Contextualización

Describe lo que tienen en común las imágenes anteriores.


Sesión A: Reacciones de óxido-reducción Desarrollo de criterios X

Identica las reacciones de oxidación-reducción que se llevan a cabo en el medio ambiente, los seres vivos y la industria.

X

Establezco la participación de los electrones en las reacciones de oxidaciónreducción.

X

Explico el proceso de oxidación-reducción bajo distintos contextos.

X

Valoro la importancia que tienen las reacciones de óxido-reducción en mi vida cotidiana.


Reacciones de oxidación-reducció oxidación-reducción n Las reacciones de óxido-reducción también llamadas de oxidación-r oxidación-reducción, educción, participan de manera importante en varios procesos biológicos, biológicos, ambientales e industriales. De su conocimiento y manejo depende, por ejemplo, evitar la corrosión de los metales que originan pérdidas millonarias e inutilizan toneladas de material. El cono cimiento de estas reacciones puede ayudar a que evitemos el deterioro de nuestro ecosistema y a que podamos conservar un excelente estado de salud. Antes de estudiar la presencia de las reacciones de óxido-reducción en el ambiente, los seres vivos y la industria, es muy conveniente revisar algunos conceptos esenciales: Las reacciones de óxido-reducción son aquellas que implican cambios en el estado de oxidación de los reactivos. Estos cambios obedecen a dife rentes causas que están en función del tipo de enlace que presenta la sustancia.

Para los compuestos iónicos, la reacción de oxidación-reducción implica la transferencia de electrones. Se dice entonces que el elemento o compuesto que gana electrones sufre de una reducción, mientras que aquel elemento o compuesto que pierde electrones implica una oxidación.

37


En la siguiente reacción, el sodio metálico reacciona con cloro gaseoso para formar cloruro de sodio, un compuesto iónico: 2Na(s)

38

+

Oxida

-

Cl2(g)

→

2NaCl(s)

Reduce Gana e-

Pierde e

Durante el proceso, el átomo de sodio cede un electrón al átomo de cloro. De acuerdo a la denición, el sodio se ha oxidado y el cloro se ha reducido. Es frecuente que las reacciones rédox se estudien considerando por separado los procesos de oxidación y de reducción. Cuando así se hace, a cada una de las expresiones se le denomina semirreacciones:

11) 2Na(s)

→

+

12) Cl 2 (g) + 2e

Una reacción rédox produce

electricidad.

-

2Na + 2e →

(semirreacción de oxidación)

2Cl-

(semirreacción de reducción)

Las cantidades de electrones ganados y perdidos en una reacción química deben ser iguales, pues no pueden crearse ni destruirse electrones en el proceso, de acuerdo con la ley de la conservación de la masa. Por ello, los 2 electrones cedidos por el sodio son exactamente los mismos 2 que captan los átomos de cloro. En los compuestos covalentes no se da una sucesión de electrones de un átomo a otro, sino que son compartidos entre ellos. Resumiendo lo anterior, tenemos la siguiente regla para ejemplicar cómo se produce la reducción y oxidación en un proceso: Reducción

Oxidación

Ganancia de electrones

–9

–8

–7

–6

–5

–4

Pérdida de electrones

–3

–1

0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8 +9

Disminución en el número

Aumento en el número de

de oxidación

oxidación

Número de oxidación Se puede denir como la carga aparente que adquiere un elemento cuando forma parte de un compuesto. El término aparente indica que la carga que se le asigna al elemento no es estrictamente real, sino el resultado de una conversión y de la aplicación de unas reglas. Reglas para determinar el número de oxidación: 1) El número de oxidación de un elemento libre (Zn, Cu, N2, O2, etcétera) es cero. 2) El número de oxidación del hidrógeno es 1+, excepto en los hidruros metálicos. 3) El número de oxidación del oxígeno es 2-, excepto en los peróxidos que es 14) El número de oxidación de los metales en los compuestos es igual a su valencia iónica: alcalinos 1+, alcalinotérreos 2+, etc.


5) El número de oxidación de un ion es igual a su carga 6) La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a cero. Por ejemplo para conocer el número de oxida ción del nitrógeno en el compuesto HNO3 tenemos:

H + N + 3O = 0 1+ + N + 3 (-2) = 0 1+ + N 6 = 0 N-5=0 N=5

Actividad de aprendizaje 1 Determina los números de oxidación para los siguientes compuestos covalentes: a)

CO

b) CO2 c) NO2 d) NH3 e) H2SO4

Balanceo de ecuaciones por óxido-reducción Siempre que se balancee una reacción química debemos obedecer la ley de la conservación de la masa. La cantidad de cada elemento debe ser la misma en ambos lados de la ecuación. Cuando hacemos el balance de una reacción de oxidaciónreducción debemos tener en cuenta la ganancia y pérdida de electrones para balancear la reacción; en otras palabras, si una sustancia pierde determinado número de electrones durante una reacción, otra sustancia debe ganar el mismo número de electrones.

Método de semirreacciones Aunque la oxidación y la reducción se deben realizar simultáneamente, es conveniente considerarlos como procesos separados. Ejemplo: La oxidación de estaño producida por el hierro 2+

Sn

( ac )

+

3+

2Fe

( ac )

→

Sn

-4

-3

-2

-1

4+

Sn

+

2+

2Fe

( ac )

óxido (cede e-)

0 +1 +2 +3 +4

39


Se puede considerar que consta de 2 procesos, la oxidación del estaño y la reducción del hierro

40

Oxidación:

2+

Sn

4+

Sn

→

( ac )

2+

+

( ac )

2e

−

4+ + 2e- = 2+

Reducción:

3+

2Fe

+

( ac )

2e

−

2(3 ) + 2e = 4 +

-

2Fe

→

2+ ( ac )

2(2 ) = 4+

+

+

Las ecuaciones que presentan solamente la oxidación a la reducción se llaman semirreacciones. Se puede ver que el número de e- ganados es igual al número de e- perdidos. Cuando se satisface esta condición y cada semirreacción queda balanceada, se pueden sumar las dos semirreacciones para dar la ecuación total de óxido-reducción balanceada. Ejemplo: Consideremos la reacción que ocurre entre el ion permanganato (MnO4-) y el ion oxalato (C2O42-) MnO4

−

( ac )

+

C2 O 42

−

( ac )

→

Mn2

+

( ac )

+

CO2 (g )

Mn + 4 O = – 1

2C+4O=0

Mn + 4 (–2) = –1

2 C + 4 (–2) = 0

Mn – 8 = –1

2C–8=0

Mn = –1 + 8

2C=0+8

Mn = +7

C = 8/2 = + 4

Los experimentos muestran también que se consume H+ y se produce H2O en la reacción. Para completar y balancear la ecuación por el método de semirreacciones, empezamos con la ecuación no balanceada y escribamos 2 semirreacciones: MnO 4

C2 O 4 2

−

( ac )

−

( ac )

→

→

reduce (agente oxidante)

2+

Mn

( ac )

CO2( g)

oxida (agente reductor)

Si la reacción ocurre en solución acuosa ácida se puede adicionar H+ y H2O, ya sea a los reactivos o a los productos para balancear el H y el O. Del mismo modo, en solución básica la ecuación se puede completar con OH y H 2O: 1a semirreacción: +

8H

+

MnO 4

−

( ac )

→

(8+) + (−1) = 7 +

8H

+

MnO 4

−

( ac )

2+

Mn

( ac )

4H2O

+

(2+) + 0 = 2 +

5e

−

→

2+

Mn

( ac )

+

4H2O


2a semirreacción: C2 O 4 2

−

CO2( g ) + 2e

→

( ac )

−

Se tienen 2 semirreacciones balanceadas, ahora necesitamos multiplicar cada una por un factor apropiado, de modo que el número de electrones ganados en una semirreacción iguale el número de electrones perdidos en la otra, por lo tanto tenemos:

( 8H

+

+

(C 2 O 4 2

MnO 4 −

−

−

5e

+

( ac )

→

2+

Mn

(ac )

+

)

4 H2O 2

−

CO2( g ) + 2 e )5

→

( ac )

Y obtenemos las siguientes semirreacciones: +

16H

2MnO4

+

5C2O 4 2

−

( ac )

−

5C2 O 42

+

( ac )

10CO2 (g ) + 10e

→

−

( ac )

→

2Mn2

+

( ac )

+

8H2 O + 10C CO2( g)

−

Después las dos semirreacciones se deben sumar para tener la ecuación general balanceada: +

16H

2MnO4

+

−

5C2 O 42

+

( ac )

−

( ac )

→

2Mn2

+

( ac )

+

8H2 O + 10C CO2( g)

Comprobando tenemos: 16 H 16 2 Mn 2 28 O 28 10 C 10

Actividad de aprendizaje 2 Completa y balancea por el método de las semirreacciones las siguientes ecuaciones: 1)

Cr2 O7

2)

CN

3)

ClO3

+

+

I

−

HgO

2+

Mn

( ac )

−

Cl

( ac )

MnO 4

+

( ac ) −

+

( ac )

−

4) Zn

5)

2−

+

−

→

( ac ) −

Cr

→

→

Cl

→

ZnO2

+

( ac )

+

Cl2( ac )

−

CON

( ac )

+

(solución ácida)

MnO2(s )

(solución básica)

(solución ácida)

I2 +

3+

Hg

(solución básica)

3+

NaBiO3(ac ) → Bi

( ac )

+

MnO4

−

(ac )

(solución ácida)

41


Síntesis Relaciona ambas columnas escribiendo en el paréntesis de la derecha la letra que corresponda a la respuesta correcta:

42

1) A las reacciones de óxido-reducción también se les conoce como reacciones:

(

)

2) Los compuestos en que se encuentran combinados la mayoría de los metales se llaman:

(

)

3) El oro y el platino son ejemplos de metales:

(

)

d) Electrones

4) Es un ejemplo de proceso de óxido–reducción:

(

)

e) Combustión

5) Las reacciones de óxido–reducción se caracterizan por un intercambio de:

(

)

6) Cuando un elemento pierde electrones se dice que sufrió una:

(

)

g) Rápida

7) En una reacción de óxido–reducción, a la ganancia de electrones por un elemento se le llama:

(

)

h) Nobles

8) La pérdida o ganancia de electrones en una reacción de óxido-reducción se representa por:

(

)

i)

Óxidos

9) La obtención de la mayoría de los metales es de sus:

(

)

j)

Menas

10)La cantidad de energía requerida para obtener un metal representa su tendencia a sufrir una oxidación:

(

)

a)

Oxidación

b) Reducción c)

f)

Números de oxidación

Rédox

Sesión B: Pilas X

Describo la transformación de energía química en eléctrica en situaciones cotidianas.

X

Explico el funcionamiento de las diferentes pilas a partir de las reacciones de óxido-reducción.

X

Identico las características de las pilas en relación a la serie electromotriz.

X

Desarrollo actividades experimentales y/o de campo, siguiendo los pasos del método cientíco.

X

Muestro interés por participar en actividades experimentales y/o de campo.

Problematización Funcionamiento de las pilas secas

Así como la electricidad puede efectuar un cambio químico, también un cambio químico es capaz de producir electricidad. Los dispositivos usados para producir cualquiera de estos dos efectos se conocen como celdas electroquímicas. Cuando una celda electroquímica es usada para generar electricidad mediante una reacción química, se le llama celda voltaica o celda galvánica.


La pila fue el primer generador de electricidad inventado. Está formado por un recipiente metálico de zinc, que hace la función de electrodo positivo o ánodo. El polo negativo o cátodo es una varilla cilíndrica de carbón en el centro de la pila. El recipiente de zinc está forrado con papel poroso para separarlo de los demás materiales de la pila. El resto de la pila está llena de una mezcla húmeda de cloruro de amonio, óxido de manganeso IV, cloruro de zinc y un relleno inerte poroso. Las pilas secas se sellan para evitar que la humedad se evapore.

Para hacerla funcionar, los polos (electrodos) deben conectarse externamente. Durante el funcionamiento, el zinc metálico se oxida a Zn2+ y los electrones liberados uyen a lo largo del recipiente hacia el circuito externo. En la varilla de carbón que funciona como cátodo se reducen los iones amonio, el hidrógeno gaseoso formado se oxida frente al óxido de manganeso. Con esto se evita que se almacene el gas en el cátodo, lo cual detendría la reacción. El amonio que se produce en el cátodo se combina con el ion Zn 2+ y forma un compuesto soluble que contiene el ión complejo Zn(NH3)42+. Esta reacción evita que la concentración de amonio y de zinc aumente en forma considerable, lo cual disminuiría el potencial de la celda (pila). Cuando los compuestos químicos iniciales de una pila seca se han agotado y transformado en otros, se dice que la pila está descargada y hay que desecharla. Este tipo de pilas se utilizan frecuentemente en aparatos como radios, grabadoras, cámaras de video o fotográcas, etcétera.

Actividad de aprendizaje 1 Escribe las reacciones o semirreacciones que ocurren en el proceso de funcionamiento de las pilas secas.

43


44


Celdas voltaicas La Electroquímica es la rama de la Química que trata el estudio de las relaciones entre la electricidad y los cambios químicos. En una de las ramas de la Electroquímica se estudia a las celdas galvánicas o voltaicas comúnmente conocidas como pilas. Una celda voltaica o pila es un dispositivo utilizado para transformar la energía química en eléctrica, a la cual se le llama voltaica en honor de su inventor (Alessandro Volta, en 1800).

Se dice que una pila está muerta cuando su voltaje es

cero y esto se debe al consumo de sus electrodos o de la solución electrolítica.

Una pila voltaica consta de dos electrodos que se sumergen en las soluciones de sus iones, de tal modo que las soluciones estén en contacto y, debido a las reacción o ataque del electrolito, sobre uno de los electrodos, se produce una diferencia de potencial entre las dos placas y cuando se conectan exteriormente dichos electrodos o terminales, mediante un alambre, se mueven los electrones a lo largo del mismo, originando así una corriente eléctrica. Para ilustrar el funcionamiento de una celda voltaica, imaginemos que hemos construido dos medias celdas. En una de ellas colocamos una solución capaz de proveer iones cobre y una pila de cobre metálico que servirá como electrodo, es decir, como un conductor para hacer contacto con una parte no metálica de un circuito; en la otra semicelda ponemos una solución de iones zinc y una tira de zinc metálico. En un tubo en forma de U colocamos una solución saturada de sulfato de sodio y ésta es taponeada con algodón o algún material poroso en ambos extremos del tubo para evitar la salida del electrolito, este será el puente salino. Finalmente, instalamos un alambre que conecte a ambos electrodos y un voltímetro que servirá para registrar la diferencia del potencial entre ambas semiceldas.

Puente salino

Solución de

Solución de

Fe2+

Cu2+

Fe

2e

−

+

2+

Cu

+

2+

Cu

Zn( s )

→

→

Cu( s ) 2+

Zn

Cu

Zn +

Cu( s )

Zn

→

2+

Zn

+

2e

−


Semirreacciones: 2e

−

Zn

2+

Cu

+

→

2+

Zn

→

+

Cu( s )

2e

−

45

Diagrama de celda: Puente salino

Electrodo

Zn/Zn2+ //Cu2+ /Cu

Electrodo

Electrólito Electrólito (ánodo) (cátodo)

Actividad de aprendizaje 2 Se construye una celda voltaica con un compartimiento en el que se coloca una pila de aluminio inmersa en una disolución de nitrato de aluminio Al(NO 3)3 y otro que contiene una tira de níquel en una disolución de sulfato de níquel NiSO4 la reacción global de la celda es: 2Al( s ) + 3Ni2

+

( ac )

→

2Al3

+

(ac )

+

3Ni (s )

Resolver: 1) ¿Cuáles son las dos semirreacciones que se producen en los dos compartimientos?

2) ¿Cuál electrodo es el ánodo y cuál es el cátodo?

3) ¿Cuáles son los signos de los electrodos?

4) ¿Cuál es el diagrama de la representación simplicada de la celda corres pondiente?


Potencial de oxidación de las celdas 46

En todas las pilas, la diferencia de potencial entre los electrodos depende del potencial o voltaje en el ánodo y del potencial o voltaje en el cátodo. Sin embargo, es imposible medir el potencial absoluto de cada electrodo aislado pues en cualquier proceso intervienen las dos terminales. Por lo tanto, es necesario establecer un electrodo de referencia, al cual se asigna un valor de potencial completamente arbitrario. Se toma como referencia el electrodo de hidrógeno en una disolución 1 molar de iones H+ y en el que la presión del gas sea de 1 atmósfera y la temperatura de 25°C, a su potencial en estas condiciones se le llama potencial normal.

Respiradero H2(1 atm)

Alambre de Pt

Solución de H2O+ Actividad = 1.0000 Electrodo Platinizado Pt

El electrodo de hidrógeno estándar está formado por un alambre de plati no unido a una placa (también de platino) y recubierto de platino namente dividido, con objeto de que presente una supercie de gran área a la solución. En esta placa de platino se disuelve el hidrógeno, probablemente como átomos aislados y, por lo tanto, entra en contacto íntimo con el disolvente protonado en la supercie del electrodo.

Potencial de electrodo Se dene como potencial de electrodo de un elemento, a la diferencia del potencial eléctrico en voltios, que posee la pila formada por dos semipilas, las cuales están constituidas de la siguiente manera: una con un electrodo cuyo potencial se determinará y una solución 1 molar de sus iones (a 25 °C); la otra, por el electrodo normal de hidrógeno. El potencial normal de electrodo, también llamado potencial de oxidación, indica la facilidad de un elemento químico para oxidarse. Un potencial de oxidación positivo indica que el elemento se oxida más fácilmente que el hidrógeno. Un potencial negativo implica que el elemento se reduce con mayor facilidad que el hidrógeno.


Es conveniente dar una denición de diferencia de potencial; por lo tanto “la diferencia de potencial entre dos puntos de un campo electrostático es la diferencia entre los voltajes o potenciales de dichos puntos”. En ocasiones, es necesario determinar la diferencia de potencial entre dos semipilas, para lo cual podemos establecer lo siguiente: “El potencial de una pila (E0), es igual al potencial de oxidación de la reacción anódica menos el potencial de oxidación de la reacción catódica”. E

0 total

=

E

0 anódica

−

E

0 catódica

( voltios )

Serie electromotriz Los valores de potencial estándar de reducción se han determinado para muchas sustancias y con ellos se ha construido la llamada serie electromotriz, la cual nos indica los potenciales estándar de reducción, comparado con el potencial estándar de reducción de una media celda de hidrógeno. La serie electromotriz nos ayuda a calcular la energía (fuerza electromotriz) que genera una combinación de 2 medias celdas y se utiliza en el diseño y construcción de los diferentes tipos de pila, con el propósito de obtener mayor eciencia en la generación de energía eléctrica a partir de reacciones químicas. La actividad de un metal está determinada por su tendencia a ceder elec trones (poder reductor), puesto que cuanto mayor sea esta tendencia, mayor será su actividad. Los metales activos desplazan a los iones de los metales activos de sus soluciones salinas. Ejemplo: Si medimos el electrodo Zn/Zn2+ contra el electrodo Sn/Sn 2+, el voltaje total es la diferencia algebraica entre sus potenciales normales de oxidación; por lo tanto, para el electrodo tenemos: Zn/Zn2+ = +0.762 voltios Sn/Sn2+ = +0.136 voltios E0total = E0 (Zn/Zn2+ // Sn/Sn2+) = (+0.762) – (+0.136) = 0.626 voltios

Los valores de los potenciales de electrodo permiten predecir si una reacción rédox puede llevarse a cabo; esta reacción tendrá lugar si el voltaje es positivo. Ejemplo: Circuito

Zn

Cu

K+

Zn2+

Cl–

Cu2+

47


0

Zn

48

+

2+

Cu

→

2+

Zn

+

0

Cu

Reacción de oxidación:

Zn

Reacción de reducción:

Cu

0

→

2+

+

2+

Zn

2e

−

+

→

2e

−

0

Cu

Fem = (0.76) – (–0.34) = 0.76 + 0.34 Fem = 1.10 voltios

Actividad de aprendizaje 3 Calcula la fuerza electromotriz para la siguiente reacción: 0

Fe

+

2+

Cu

→

2+

Fe

0

Cu

+

Si las reacciones parciales son: Fe

0

2+

Cu

Fe

→

+

2+

2e

−

+

→

2e

−

E 0

Cu

E

0

0

=

0.44 V

=

0.337 V


Electroquímica Objetivo

Generar electricidad mediante una reacción química. Materiales y reactivos

Materiales

Reactivos

1 placa de cobre

100 mL de vinagre

1 placa de aluminio

200 mL de solución de NaCl 1M

1 placa de hierro 1 trozo de papel secante 2 clips 1 voltímetro

Procedimiento

1) Fija un clip en las terminales del voltímetro y toca con ellas simultáneamente la placa de cobre, observa qué sucede con la aguja del voltímetro. Repite la misma operación con las placas de aluminio y de hierro. 2) Coloca ahora los caimanes del voltímetro. Sujeta en un caimán la placa de cobre y en el otro la de hierro. La placa de cobre debe estar conectada a la terminal positiva y la del hierro a la terminal negativa.


3) Corta la mitad del papel secante y humedécelo con vinagre que funcionará como electrolito. 4) Coloca las placas de cobre y de hierro sobre el papel humedecido y observa la aguja del voltímetro. Repite este paso, pero ahora intercambia las co nexiones. ¿Qué sucede con la aguja?

5) Cambia la placa de cobre por la de aluminio y vuelve a medir con el voltímetro. Intercambia los electrodos y observa. 6) Cambia ahora la placa de cobre por la de hierro y repite el paso anterior. 7) Repite el experimento pero ahora humedece la otra mitad del papel con la solución del cloruro de sodio.

Completa el siguiente cuadro: Pila

Cátodo

Ánodo

Electrolito

Potencial (volts)

1 2 3 4 5 6

Nota: El número de pila corresponde a las combinaciones de los electro dos (hierro, cobre y aluminio) y de los electrolitos (vinagre y NaCl).

Completa los siguientes enunciados: 1) El tipo de corriente eléctrica que producen las pilas es : 2) En el cátodo de una pila se lleva a cabo una reacción de: 3) La reacción que ocurre en el ánodo es de:

49


Sesión C: Electrólisis 50

X

Describo el concepto de electrólisis a partir de ejemplos.

X

Explico la función de la electricidad en los procesos de oxidación-reducción.

X

Identico las aplicaciones de la transformación de la energía eléctrica en química aplicada al fenómeno de la corrosión.

X

Valoro la importancia que tiene el fenómeno de la corrosión en la naturaleza.

Problematización

Aplicaciones comunes de la electrólisis La Galvanoplastia es una aplicación de la electrólisis que consiste en lograr el recu brimiento electrolítico de un objeto metálico con una delgada capa de otro metal más resistente a la corrosión, como el cobre, el oro o la plata, entre otros. La galvano plastia es usada por ejemplo en la fabricación de joyas y aparatos electrodomésticos. Soda cáustica: La soda o sosa cáustica (un producto químico importante para la fabricación de papel, rayón y película fotográca) se produce por la electróli sis de una disolución de sal común en agua. La reacción produce cloro y sodio. El so dio reacciona a su vez con el agua de la pila electrolítica produciendo sosa cáustica. El cloro obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y papel.

Actividad de aprendizaje 1 Investiga qué otros usos se le dan a la electrólisis.



Reacción de electrólisis Así como las celdas galvánicas o voltaicas forman parte de la Electroquímica, tene mos a la celda electrolítica que también forman parte de ella. A las reacciones no espontáneas de óxido-reducción, inducidas mediante el paso de una corriente eléctrica a través de una fase líquida se le conoce al sistema como celda electrolítica y a la reacción como electrólisis. La electrólisis es un fenómeno estudiado por Faraday y consiste en la des composición de una sustancia por el paso de corriente eléctrica. En un proceso electrolítico ocurre una transformación de energía eléctrica en energía química. Anteriormente se ha visto que las celdas voltaicas se basan en la genera ción de corriente eléctrica a partir de reacciones espontáneas. También es posible ejecutar el proceso a la inversa, en el que utilizando una corriente eléctrica puede llevarse a cabo una reacción rédox que no ocurre espontáneamente. A este proceso se le llama electrólisis, palabra cuya etimología resulta muy ilustrativa: “electro” hace referencia a la electricidad y “lisis” proviene del griego romper ; por lo que podemos entender que electrólisis signica literalmente “romper por medio de electricidad”. Una denición más precisa nos indica que la electrólisis es el proceso en el cual se emplea energía eléctrica para provocar un cambio químico. Los procesos electrolíticos tienen múltiples aplicaciones en la industria; se utilizan para obtener grandes porcentajes de sodio, hidróxido de sodio, cloro, úor, magnesio, aluminio, hidrógeno y oxígeno. Asimismo, la electrólisis es utilizada para puricar metales o para revestir supercies metálicas con el n de protegerlas o embellecerlas; por ejemplo el niquelado, cromado, plateada, dorado, etc.

Celdas electrolíticas Una celda electrolítica está compuesta por dos electrodos inversos en una sal fun dida o en una disolución. Para mover los electrones de un electrodo hacia el otro se necesita además una batería o fuente de corriente eléctrica. Al igual que las celdas voltaicas, en el cátodo se lleva a cabo la reducción y en el ánodo la oxidación. Asimismo, el ánodo se conecta al polo positivo de la fuente de corriente continua y el cátodo al polo negativo. Cuando la reacción de óxido-reducción no es espontánea, podrá forzarse a que se produzca si se le suministra el voltaje necesario. Así, por ejemplo, se construye una celda electrolítica con un electrodo de magnesio en el ánodo y un cátodo de plata, la FEM (fuerza electromotriz) producida tendrá un valor de 3.17 volts para que el proceso electrolítico pueda llevarse a cabo, será necesario conectar una pila con batería que proporciona un mayor voltaje.

51


Tipos de electrólisis 52

Aunque los procesos electrolíticos son similares en cuanto al mecanismo que se lleva a cabo en ellos, podemos distinguir tres tipos: a)

Electrólisis de sales fundidas, las sales que son productos de enlace iónico tienen entre sus características un alto punto de fusión y de ebullición, cuando se va a realizar la electrólisis de una sal fundida debe aumentar la temperatura lo suciente para que pueda darse el cambio de estado sólido a líquido. Una vez logrado lo anterior, se procede a colocar los electrodos y a suministrar la corriente necesaria para que el proceso electrolítico se lleve a cabo.

La electrólisis de sales fundidas tiene entre sus principales ventajas producir, con un alto grado de pureza, metales activos como sodio y aluminio. Su desventaja principal es el costo tan alto que requiere mantener fundida la sal para poder llevar a cabo el proceso. Ejemplo: Electrólisis de una sal de cloruro de sodio fundido Esta electrólisis ilustra uno de los cambios electroquímicos más simples, aunque el dispositivo puede ser un poco más complicado. La celda electrolítica debe resistir la temperatura requerida para fundir la sal (800 °C). La sal fundida conduce la corriente como resultado de tres procesos simultáneos: 1) Movimiento de Na+ hacia el cátodo y de Cl - hacia el ánodo. 2) Reducción en el cátodo: +

Na

+

1e

−

→

0

Na

3) Oxidación en el ánodo: −

Cl

→

½ Cl2

+

1e

−

4) Reacción total en la celda: Na

+

+

Cl

−

→

Na

0

+

½Cl2

–

+

Na+

Fuente de corriente

Cl–

directa

Electrodos inertes


b) Electrólisis de soluciones acuosas. Como su nombre lo indica, se produce a partir de la solución de sales en agua por la cual se puede obtener la disociación iónica de la sal sin tener que elevar su temperatura, lo cual representa un ahorro tanto de energía como de dinero. Sin embargo, el medio acuoso interviene de forma determinante en el proceso electrolítico y puede suceder si el potencial estándar de reducción de la sustancia es menor del correspondiente al del agua, se obtenga oxígeno o hidrógeno en el lugar de la sustancia deseada. Ejemplo: Electrólisis de una solución acuosa de cloruro de sodio. No obstante que se requiere un aparato más simple, este es un proceso de mayor complicación, debido a la posibilidad de que también el agua se oxide o se reduzca. Una solución salina que conduce la corriente e léctrica también implica tres procesos simultáneos con diferentes alternativas: 1) Movimiento del Na+ hacia el cátodo y del Cl - hacia el ánodo. 2) Reducción en el cátodo: +

Na

+

1e

2H2 O

+

−

→

2e

0

Na

−

H2

→

+

−

2OH

3) Oxidación en el ánodo: −

Cl

→

2H2 O

½Cl2 →

O2

+

1e

+

−

+

4H

+

4e

−

En los dos casos anteriores se utilizan electrodos inertes, es decir, electrodos que sólo participan fungiendo en la supercie, en la cual se lleva a cabo la reducción (cátodo) con la oxidación (ánodo).

La electrólisis de disoluciones acuosas es la base de numerosos procesos de extracción y fabricación importantes en la industria moderna. c)

Electrólisis con electrodos activos. Existe este tipo de electrólisis en el que se utilizan electrodos activos; entendiéndose que tanto el ánodo como el cátodo participan en la reacción.

Acumulador Además de las pilas voltaicas, se puede utilizar otro dispositivo para producir co rriente eléctrica por medio de una reacción química. Este dispositivo se conoce como acumulador, el cual es una pila secundaria o celda reversible. Que puede operar como celda electrolítica, cuando se conecta a una fuente de energía eléctrica (carga); y como celda voltaica una vez desconectada, suministrando energía eléctrica (des cargada).

53


54

En un acumulador se lleva a cabo una reacción rédox reversible, por lo que

es posible “cargarlo” después

de que se ha descargado.

El acumulador de plomo se constituye alternando placas de plomo, con placas de dióxido de plomo PbO 2 aisladas entre sí por separadores de madera o bra de vidrio sumergidas en un electrolito formado por una solución acuosa de ácido sulfúrico al 30%. Cuando la batería suministra corriente, la placa de plomo es el polo negativo y la placa de dióxido de plomo es el polo positivo.

Durante la carga del acumulador se invierte el proceso; las reacciones que se efectúan son las siguientes: Pb

+

SO 4

2−

PbO 2 + SO 4

→

2−

+

PbSO 4 +

4H

+

2e

+

2e

−

−

→

PbSO 4

+

2H2O

____________________________ Descarga ______________________ Los primeros acumuladores fueron de erro y hoy se

aplican aleaciones de plomo y calcio.

Pb

+

PbSO 4

+

2SO 4

2−

+

+

4H

  → ←  

2PbSO 4

+

2H2O

Carga

El potencial de la celda es de aproximadamente 2 voltios. Uniendo tres celdas en serie se forma una batería (de celdas o pilas) de 6 voltios. De la misma manera, seis celdas en serie producen 12 voltios.

Unidades eléctricas Para poder interpretar los procesos electrolíticos, es necesario recordar las deniciones de algunas unidades eléctricas, que se mencionan a continuación: Coulomb (C). Es la unidad de electricidad en el sistema de Giorgi y se de ne como la cantidad de electricidad necesaria para depositar 0.0011189 g de plata de una solución que contiene iones plata (Ag+) y es igual al producto de los amperios de corriente eléctrica por segundo. Amperio (A). Unidad de intensidad de corriente, se dene como el ujo de un coulomb por segundo.


Faraday. Es la cantidad de electricidad necesaria para liberar un equivalente químico de cualquier elemento. Un Faraday es numéricamente igual a 96500 cou lombs.

55

Leyes de Faraday Estas dos leyes sobre la electrólisis fueron enunciadas en 1830 por Michael Faraday y llevan su nombre. Primera Ley: “La cantidad de una sustancia liberada o depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de un electrolito”. Se comprueba haciendo pasar diferentes cantidades de electricidad por una cuba electrolítica, ya sea variando la intensidad de la corriente que la atraviesa, o variando el tiempo que tarda en pasar. La expresión matemática de esta ley es: m α Q de donde se tiene que m = e Q; en donde tenemos: m = masa = g e = equivalente electroquímico = g / coulomb Q = cantidad de electricidad = coulomb El equivalente electroquímico (e) se dene como la cantidad de sustancia liberada por un coulomb, puesto que, para liberar un equivalente químico de un elemento se requiere un Faraday y se puede expresar por la siguiente relación: e=

peso equivalente E = F F

En donde:

Peso equivalente = E = g / g-equivalente F = Faraday = 96500 coulomb / g-equivalente e = g / coulomb Por otra parte:

Q=I×t En donde:

I = Intensidad de corriente = amperio t = Tiempo en segundos Sustituyendo los valores de e y Q en la expresión de la 1ª. Ley de Faraday, tenemos m

m

E =

×

I

×

t

F

( g / g equivalente )(amperio )(s ) 96500 ( amperio × s) / g equivalente) −

=

−


Segunda Ley: “Las masas de distintos elementos liberados en los electro dos por una misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a sus equivalentes químicos”.

56

Esta ley se comprueba conectando en serie varias cubas electrolíticas que contengan soluciones de distintos electrolitos; su expresión matemática es: m1 Peso equivalente 1

=

m2 Peso equivalente 2

Ejemplos de aplicación de las leyes de Faraday: 1) ¿Cuántos amperios se necesitan para depositar en el cátodo 5 g de oro (Au) por hora, partiendo de una solución que contiene el oro en un estado de oxidación de 3+? Datos: I = ¿amperios? MAu = 5 g

t = 1 h = 3600 s Peso atómico de Au = 197 g/mol # de oxidación de Au = 3 + F = 96500 coulomb / g-equivalentes Fórmula: m

E =

×

I

×

t

F

Despeje: E = peso atómico / valencia = 197 / 3 = 65.6 g / g-equivalente Solución: I

=

(m) ( 96500 c / g (E)( t )

−

equivalente )

=

(5 g) (96500 C / g equivalente ) ( 65.6 g equivalente) ( 3600 s ) −

−

I = 2.04 amperios 2) La electrólisis de una sal fundida, por la que pasan 1.34 amperios durante dos horas, depositan 1.74 g del producto metálico. Calcule el equivalente electroquímico del metal. Datos: I = 1.34 amperios t = 2 h = 7200 s m = 1.74 g e=


Fórmulas: m

E =

e=

I

×

×

t

F

57

peso equivalente E = F F

Despejando E, tenemos E = (e) (F) Sustituyendo m

( e) ( F) ( I ) ( t )

=

=

F

( e) ( I ) ( t )

Despejando e: e

m =

e

Solución:

(I ) (t ) 1.74 g

=

= 1.8 ×10 4 g / coulomb −

(1.34 amperios ) (7200 s )

3) En una electrólisis de cloruro de zinc (ZnCl2) fundido, se pasó una corriente de zinc de 0.010 amperios durante una hora. Calcule cuantos gramos de zinc se depositarán en el cátodo.

Datos: I = 0.010 amperios t = 1 h = 3600 s mZn = ? Peso atómico Zn = 65.4 g/mol # de oxidación Zn = 2 2+ F = 96500 C/g-equivalente Fórmula: m

E =

×

I

×

t

F

Sustitución: EZn

=

65.4 / 2

=

32.7 g / g equivalente −

Solución: m

=

(32.7 g

/ g equivalente ) ( 0.010 C / s ) ( 3600 s ) −

96500 C / g equivalente −

=

1.2 ×10 2 g −


58

4) Dos pilas electrolíticas se colocaron en serie; una contenía una solución de nitrato de plata; la otra, una solución de sulfato cúprico. Se pasó corriente eléctrica por las pilas hasta que se depositaron 1.273 g de plata. Calcule la cantidad de cobre depositada al mismo tiempo.

Datos: mAg = m1 = 1.273 g Peso atómico de Ag = 108 g/mol # de oxidación de Ag = 1 + Peso atómico de Cu = 63.54 g/mol # de oxidación de Cu = 2+ EAg = E1 ECu = E2

Fórmula: m1 E1

=

m2 E2

Despejando: m

2

=

(m )(E ) 1

2

E1

Sustituyendo: E1 = 108 / 1 = 108 g/g-equivalente E2 = 63.54 / 2 = 31.8 g/g-equivalente Solución: m2

=

(1.273 g ) (31.8 g / g

−

equivalente )

108 g / g equivalente

=

0.375 g

−

Actividad de aprendizaje 2 II. Escribe en el espacio correspondiente el nombre de cada una de las partes que constituyen una celda electrolítica.


1. 2. 3.

59

4. 5. 6. III. Escribe en el paréntesis de la izquierda la letra que corresponda a cada una de las partes de la celda electroquímica:

( )

Electrolito

( )

Cuba electrolítica

( )

Puente salino

( )

Ánodo

( )

Interruptor

( )

Fuente de fuerza electromotriz

( )

Semicelda

( )

Amperímetro

( )

Cátodo

I. Resuelve los siguientes ejercicios:

1) Se pasa una corriente de 5 amperios a través de una disolución de HNO 3 durante 1 minuto, ¿Cuántos moles de H 2 y O2 gaseosos, respectivamente, se habrán formado?


Aplicaciones de la electrólisis 60

Las aplicaciones más importantes de la electrólisis son aquellas por medio de las cuales se obtienen ciertas sustancias elementales como sodio, potasio, calcio, mag nesio, aluminio, cloro, úor, oxígeno, hidrógeno, etc. A partir de materias primas naturales, también es factible la obtención de compuestos como el KOH, NaOH, H2O, etc., por medio de procesos electrolíticos. Con frecuencia, en la industria se suelen utilizar procesos electroquímicos para obtener elementos o compuestos importantes, entre los que tenemos los me tales alcalinos, los cuales se obtienen generalmente por electrólisis de sus cloruros fundidos. El elemento de mayor importancia práctica es el sodio, el cual comúnmente se obtiene en una celda que consta de una caja de acero recubierta con ladrillos refractarios, de un ánodo de grato y de un cátodo anular de hierro, entre los cuales se encuentra un malla metálica. El cloruro de sodio fundido al que por lo general se le adiciona carbonato de sodio (Na2CO3) para disminuir su punto de fusión, se coloca en una caja de acero. Al pasar la corriente eléctrica, el sodio fundido se deposita en el cátodo y se recoge en recipientes cerrados. El cloro se acumula en el ánodo, de donde se extrae por conducción: Corriente e2 Na Cl

  → ←  

2Na

Na2CO3

+

+

C l2

cátodo ánodo

Los recubrimientos metálicos, como el cobrizado, el galvanizado, nique lado y aluminizado, son también aplicaciones de la electrólisis; esta aplicación in dustrial es muy eciente, poco costosa, y muy limpia, pues no produce desechos contaminantes, dado que los baños electrolíticos pueden ocuparse varias veces.

Actividad de aprendizaje 3 1) Investiga en qué consisten los recubrimientos metálicos: cobrizado, galvanizado, niquelado y aluminizado, así como sus aplicaciones. 2) Realiza un tríptico con la información recabada.


La corrosión Objetivo

Identicar los agentes que intervienen en las reacciones de óxido-reducción


Materiales y reactivos Materiales y equipo

Reactivos

12 clavos de 3 pulgadas

500 mL de agua de la llave

1 hoja de lija para metales

0.5 g de NaOH

6 vasos de precipitados de 100 mL

5 mL de HCl 0.3 M 20 mL de H2O2 (10 o 20 volúmenes) 0.5 g de sal común (NaCl) 50 mL de vinagre (ácido acético al 5%) 1 frasco de barniz transparente para uñas

Procedimiento

1) Lija bien los clavos, toma 6 de ellos y aplícales una capa delgada de barniz y espera que éste seque; en cada vaso de precipitados coloca dos clavos, uno barnizado y otro sin barnizar. 2) Al vaso número uno agrégale agua de la llave hasta que cubra totalmente ambos clavos. En el vaso número 2 vier te el agua oxigenada y completa con agua de la llave hasta cubrir los clavos. 3) Vierte en el vaso número 3 el ácido clorhídrico y añádale agua hasta cubrir ¾ partes de los clavos. En el vaso número 4 coloca el cloruro de sodio y agrega agua hasta cubrir ¾ partes de los clavos. 4) En el vaso número 5 coloca el hidróxido de sodio y agrega agua hasta cubrir ¾ partes de los clavos.

5) Observa lo que ocurre en cada vaso y registra tus observaciones en el si guiente cuadro: No. de vaso

1 2 3 4 5 6

Sustancia

Clavo sin barniz

Clavo con barniz

61


Cuestionario

Con base en tus observaciones contesta lo siguiente: a)

62

¿Cuál sustancia provocó mayor corrosión en los clavos?

b) ¿Cuál fue la función del barniz aplicado a los clavos?

Realimentación I. Contesta lo que a continuación se te indica.

1) Las reacciones de óxido-reducción se caracterizan porque en ellas se lleva a cabo una transferencia de _____________________ 2) En la reacción ___________

0

Zn

+

2HCl

→

ZnCl2

+

H2 ,

se observa que el Zn sufrió una

3) Al proceso mediante el cual la corriente eléctrica produce una reacción química se llama _____________ 4) En una celda electrolítica la oxidación de los aniones del electrolito se efectúa en el ________________

5) A las celdas voltaicas comúnmente se le conoce como _______________________ II. Determina el número de oxidación de cada uno de los elementos siguientes:

Al2O3 b) HCO3a) c)

HClO3

III. Determina la energía que se obtiene de una pila formada por los metales Mg/Mg2+ y Cu/Cu2+.

Evaluación I. Relaciona ambas columnas escribiendo en el paréntesis de la derecha la letra que corresponda a la respuesta correcta.

1) Estudia las relaciones entre la electricidad y los cambios químicos.

( )

b) Platino

2) Es el dispositivo donde se lleva a cabo una reacción de óxido-reducción, inducida por una corriente eléctrica.

( )

c)

Electrólisis

3) Es la reacción de óxido-reducción provocada por una corriente eléctrica.

( )

d) Electroquímica

4) Es el dispositivo donde se llevan a cabo las reacciones de óxido-reducción que producen electricidad.

( )

e) Celda galvánica

5) Es un ejemplo de metal noble.

( )

a)

Metales activos


6) Corresponde al grupo de metales activos.

( )

g) Magnesio

7) Son metales resistentes a la corrosión.

( )

h) Metales nobles

8) Son metales que se oxidan fácilmente.

( )

i)

Serie electromotriz

9) Es la clasicación de los metales de acuerdo con su acti vidad.

( )

j)

Volt

10) Es la unidad para medir la cantidad de energía eléctrica que produce una reacción de óxido-reducción.

( )

f)

Celda electrolítica

II. Contesta lo que se te pide:

1) De acuerdo a la gura, determina el sentido de la corriente y por qué uye en esa dirección.

2) Determina si en condiciones estándar los iones Cu2+ oxidarán al Zn metálico para formar Zn2+, o si los iones Zn2+ oxidarán al Cu metálico para formar Cu2+. III.

Las dos semirreacciones en una celda voltaica son: Zn

→

ClO3

a)

−

( ac )

2+

Zn +

+

2e

+

6H

( ac )

−

+

6e

−

  →

Cl

−

( ac )

+

3H2O( l)

Indicar qué reacción ocurre en el ánodo y e n cual el cátodo.

b) ¿Qué electrodo se consume en la reacción de la celda? ¿Cuál electrodo es positivo y cuál es el negativo?

c) IV.

Resuelve los siguientes problemas: 1) Realice las siguientes conversiones: a)

580 coulomb a Faraday.

63


b) 85 amperio-minutos a coulomb.

64

2) Se pasa una corriente de 15 amperios a través de una disolución de cloruro de cromo (CrCl3) durante media hora. ¿Cuántos gramos de cromo (Cr) se producen y cuántos litros de cloro (Cl2) gaseoso se obtienen en condiciones normales de temperatura y presión? 3) Calcule la fuerza electromotriz para la siguiente reacción: Mg0 + Zn2

+

→

Zn0

+

Mg2

+

Si las reacciones iónicas parciales son las siguientes: Zn

→

2+

Zn

+

2e

−

E0Zn/Zn2+ = 0.76 voltios Mg0

→

Mg2

+

+

2e

−

E0Mg/Mg2+ = 2.3 voltios E0 de la reacción = ____________________ voltios

Después de socializar con tus compañeros los resultados de tus aprendi zajes, con ayuda de tu facilitador ubica tu nivel de desempeño en la adquisición de las competencias relacionadas con esta sesión, tomando en consideración el cumplimiento de los criterios presentados al inicio de la misma.



Criterios

Pre-formal

Inicialreceptivo

Resolutivo

(Básico)

Recursos Autónomo

Estratégico

Establezco la importancia de los electrones en las reacciones de óxido-reducción que se llevan a cabo en distintos

Valoro la importancia que tienen las reacciones de óxidoreducción en mi vida cotidiana, así como utilizo las reacciones de óxido reducción para explicar las reacciones de óxido-reducción que ocurren en mi entorno.

65

Identifca las

reacciones de oxidaciónreducción que se llevan a cabo en el medio ambiente, los seres vivos y la industria. Establezco la participación de los electrones en las reacciones de oxidaciónreducción. Explico el proceso de oxidación-reducción bajo distintos contextos. Valoro la importancia que tienen las reacciones de óxidoreducción en mi vida cotidiana.

Identifco las

No entiendo que son las reacciones de óxido-reducción.

Comprendo las reacciones de óxidoreducción.

reacciones de óxido-reducción que se llevan a cabo en distintos contextos.

Guía de Temas Selectos de Química. Bibliografía. Internet. Pizarrón.



Criterios

66

Pre-formal

Inicialreceptivo

Resolutivo

(Básico)

Recursos Autónomo

Estratégico

Describo las reacciones de óxido-reducción que ocurren en las pilas así como la transformación de la energía que ocurre.

Describo y explico la transformación de la energía química y el funcionamiento de las pilas a partir de las reacciones de óxidoreducción que ocurren en ellas.

Describo la transformación de energía química en eléctrica en situaciones cotidianas. Explico el funcionamiento de las diferentes pilas a partir de las reacciones de óxido-reducción. Identifco las

características de las pilas en relación a la serie electromotriz. Desarrolla actividades experimentales y/o de campo, siguiendo los pasos del método científco.

Muestra interés por participar en actividades experimentales y/o de campo.

No comprendo la transformación de la energía.

Describo la transformación de la energía pero no puedo explicar cómo funciona una pila.

Describo el funcionamiento de las pilas pero no reconozco las reacciones de óxidoreducción que ocurren en ellas.




Criterios

Pre-formal

Inicialreceptivo

Resolutivo

(Básico)

Recursos Autónomo

Estratégico

67

Describo el concepto de electrólisis a partir de ejemplos. Explico la función de la electricidad en los procesos de oxidaciónreducción. Identifco las

aplicaciones de la transformación de la energía eléctrica en química aplicada al fenómeno de la corrosión. Valoro la importancia que tiene el fenómeno de la corrosión en la naturaleza.

No entiendo el concepto de electrólisis.

Entiendo el concepto de electrólisis, pero no comprendo cuál es la función de la electricidad en los procesos de óxido-reducción.

Explico el proceso de electrólisis a partir de la función que tiene la electricidad en los procesos de óxido reducción.

Identifco las

aplicaciones que tiene la transformación de la energía utilizando el concepto de electrólisis.

Explico la función que tiene la electricidad en los procesos de óxidoreducción aplicando el concepto de electrólisis para demostrar el fenómeno de la corrosión.


Bloque III: Explica las macromoléculas que componen a los seres vivos Objetos de aprendizaje: X

Carbohidratos

X

Lípidos

X

Proteínas

Desempeños de estudiante al concluir el bloque: X

Explica la importancia biológica de las biomoléculas.

X

Reconoce la clasicación de las macromoléculas, a partir de su estructura química.

X

Explica la función y el metabolismo de las biomoléculas de los seres vivos valorando su importancia.

Competencias a desarrollar X X

Reconoce la estructura y clasicación de las biomoléculas. Explica la importancia biológica de las biomoléculas.

X

Reconoce el papel que desempeñan las biomoléculas en los procesos vitales.

X

Muestra una actitud comprometida para la elección de estilos de vida saludables al conocer el metabolismo y función biológica de las biomoléculas.

X

Propone estrategias de solución, preventivas y correctivas, a problemas relacionados con la salud, a nivel personal y social, al tener conocimiento de las funciones metabólicas de las biomoléculas.

X

Confronta las ideas preconcebidas acerca de las biomoléculas con el conoci miento cientíco para explicar y adquirir nuevos conocimientos.

X

Aplica medidas de seguridad para la realización de prácticas experimentales de identicación de biomoléculas.

X

Mantiene una actitud respetuosa hacia la interculturalidad y la diversidad de creencias, valores, ideas y prácticas sociales.

Bloque III: Explica las macromoléculas que componen a los seres vivos


La importancia de la Química en la nutrición Cientos de compuestos orgánicos presentes en los organismos vivos realizan fun ciones bioquímicas muy importantes, estos tipos de compuestos biológicos son los terpenos, hormonas, vitaminas, etc. Sin embargo, los compuestos de primordial importancia en los sistemas biológicos se agrupan en carbohidratos, lípidos, proteínas y vitaminas. Los miles de compuestos que integran las células y los tejidos del organismo provienen de materiales presentes en los alimentos. Además del agua y de las fuentes de energía como son los carbohidratos y lípidos, el cuerpo humano requiere ingerir ciertas sustancias (23 sustancias orgánicas) denominadas esenciales, de las cuales 9 son aminoácidos, un ácido graso y 13 vitaminas; así como 15 elementos químicos cuya presencia es indispensable en la dieta, los cuales son: calcio, fósforo, yodo, hierro, magnesio, zinc, cobre, potasio, sodio, cloro, cobalto, cromo, mangane so, molibdeno y selenio.

Contextualización

Actividad de aprendizaje 1 X

Investiga cuáles son las sustancias orgánicas de mayor importancia para los organismos.

Sesión A: Carbohidratos Desarrollo de criterios X

Explico la estructura de los carbohidratos a partir del enlace glucosídico.

X X

Clasico a los carbohidratos de acuerdo a su estructura en monosacáridos, disacáridos y polisacáridos. Describo la función biológica de los carbohidratos en los seres vivos.

X

Describo las principales vías metabólicas para los carbohidratos.

X

Valoro la importancia que tienen los carbohidratos en los seres vivos.


Problematización Tal vez ya has escuchado hablar de los carbohidratos y que éstos proporcionan energía a tu organismo. Si te detienes a pensar un poco en los alimentos más fáciles de cocinar en un momento de apuro, seguramente incluirás las papas, las pastas y el arroz. Casi todos los alimentos, con excepción de las carnes y las grasas puras, tienen carbohidratos. Pero generalmente los alimentos más ricos en carbohidratos provienen de granos tales como el trigo, el maíz, la cebada y otros. Además de los granos, también todo tipo de frijol o lenteja son ricos en carbohidratos. Las frutas, las verdu ras y la leche tienen también carbohidratos. ¿Pero sabes cómo están conformados?

71


Generalidades Los carbohidratos son biomoléculas constituidas por carbono, hidrógeno y oxígeno (en algunos casos tienen en su estructura nitrógeno, azufre o fósforo). Estos son los compuestos comúnmente conocidos como azúcares que se representan en general por la fórmula C n(H2O)n; esta fórmula corresponde a un “hidrato de carbono”. Sin embargo, es necesario hacer hincapié en que las propiedades químicas de estos compuestos no son similares a la de los “hidratos” (que son sustancias preferente mente inorgánicas que tienen anidad por el agua). Los carbohidratos se encuentran muy difundidos en la naturaleza y tienen diversas funciones, desde el punto de vista energético, la glucosa es el combustible más común para satisfacer las necesidades de la mayoría de los organismos; además, actúan como materiales de reserva ener gética, por ejemplo en forma de almidón en los vegetales, sobre todo las gramíneas, las leguminosas y numerosos tubérculos muy comunes en la dieta del ser humano. La sacarosa o azúcar de caña, es otro carbohidrato de reserva presente en otros productos como el betabel. En los vegetales y en los animales, éstos forman parte de sus tejidos, son fuentes de energía y precursores de otros compuestos biológicos; es una de las razones por la que los carbohidratos son denidos como: compuestos polihidroxialdehídos o polihidroxicetonas; es decir, son compuestos que presentan en su estructura varios grupos oxhidrilo y una función aldehído o cetona.

Clasicación de los carbohidratos Los carbohidratos se denen como derivados aldehídicos o cetónicos de alcoholes polihídricos. Cuando ya no es posible fragmentar por hidrólisis, una molécula en la que se encuentra una función reductora, aldehído o cetona, y varios grupos funcionales alcohol, el compuesto recibe el nombre de azúcar simple o monosacárido. Los azúcares se clasican, para su estudio, según el número de unidades de monosacáridos que tiene la molécula, tal como se aprecia en la tabla de la siguiente página.

Los carbohidratos son precursores de ciertos lípidos y de dos factores vitamínicos: el ácido ascórbico y el inositol.


Clasicación de los carbohidratos I. Monosacáridos simples

72

Triosas

Aldosas

Cetosas

-----

Dihidroxiacetona

Tetrosas

Eritrosa

Pentosas

Ribosa

Ribulosa

Hexosas

Glucosa

Fructosa

Heptosas

Sedobeptulosa II. Monosacáridos derivados

Azúcares aminados

Glucosamina

Azúcares alcoholes

Glicerol

Azúcares ácidos

Ácido glucorónico

Ésteres

Glucosa-6-fosfato III. Oligosacáridos

Disacáridos

Sacarosa

Trisacáridos, etc. IV. Polímeros (de un monosacárido). Almidones, glucógenos, celulosas. V. Glicosaminoglicanos

Ácido hialurónico Condroitín 4-sulfato Condroitín 6-sulfato Dermatán sulfato Heparán sulfato Heparina Queratán sulfato VI. Carbohidratos con proteínas

Glicoproteínas

Receptores de hormonas

Proteoglicanos Los nombres en letra cursiva se referen a ejemplos comunes de cada grupo.


Monosacáridos Consisten en cadenas de carbono no ramicadas y muy solubles en agua, pero lle gan a ser insolubles en compuestos no polares como el éter dietílico y parcialmente solubles en ciertos alcoholes. Todos los monosacáridos que resultan de la digestión y los que se ingieren de forma libre se absorben en el intestino, donde son transportados hasta el hígado y posteriormente distribuidos en el organismo.

73

Para clasicar a los monosacáridos se debe considerar primeramente si en la molécula está presente el grupo aldehído, en tal caso recibirá el nombre de aldosa, pero si aparece el grupo cetona, entonces se llamará cetosa. El sujo –osa se emplea para designar a un carbohidrato. Los azúcares naturales más importantes desde el punto de vista bioquími co son: X

De las pentosas: la ribosa y desoxirribosa porque forma parte de los ácidos nucleicos.

X

De las hexosas: la glucosa, galactosa y fructosa. a)

Glucosa

La hexosa más abundante e importante es la glucosa, llamada también dextrosa, azúcar de las uvas, azúcar también presente en la sangre después del metabolismo de los carbohidratos. Su fórmula molecular es: C6H12O6 y se encuentra en las frutas dulces, principalmente en la uva, en la miel, el jarabe de maíz y algunas verduras. La glucosa es el monómero de los polisacáridos, como el almidón y la celulosa. La concentración de glucosa en la sangre de nuestro organismo es de 70 a 90 mg por 100 mL. Al oxidarse la glucosa, produce dióxido de carbono y agua, de esta manera libera energía indispensable para la vida. CHO H

OH

OH

H

H

OH

H

OH CH2OH

Figura 3.1 Estructura de la glucosa en proyección Fischer.

b) Galactosa La galactosa de fórmula molecular C 6H12O6, no se encuentra libre en la naturaleza, forma parte de la lactosa o azúcar de la leche.

Cualquier molécula de

una clase de compuestos mayoritariamente orgánicos que puede reaccionar con otras moléculas del

mismo compuesto o de otros para formar moléculas

muy grandes llamados polímeros.


La galactosa forma parte de los glucolípidos, moléculas importantes en la estructura del tejido nervioso y cerebro. 6

74

CH2OH O

OH

H

5

4

1

OH

H

H

2

3

H

OH

OH Galactosa

Figura 3.2 Estructura de la galactosa.

c)

Fructosa

También llamada azúcar de frutas, o levulosa, de fórmula molecular C 6H12O6. Es el carbohidrato más dulce, el doble de la sacarosa o azúcar de mesa. Se encuentra en la miel y en los jugos de frutas, cuando se ingiere, se transforma en glucosa en la sangre. Los espermatozoides utilizan como fuente de energía a la fructosa. CH2OH

O

H

H OH CH2OH

OH OH

H

Fructosa

Figura 3.3 Estructura de la fructosa.

Disacáridos Es un carbohidrato que resulta de la unión de dos monosacáridos, mediante un enlace llamado glucosídico. Los disacáridos más importantes de nuestra dieta son: maltosa, lactosa y sacarosa, con la fórmula C 12H22O11. La hidrólisis de estos disacáridos produce sus dos monosacáridos constituyentes: X

sacarosa = glucosa + fructosa

X

lactosa = glucosa + galactosa

X

maltosa = glucosa + glucosa Veamos detalladamente cada uno de estos disacáridos. a) Sacarosa

Se utiliza en la mesa para endulzar los alimentos y es el azúcar de mayor uso en el mundo. Generalmente se extrae de la caña de azúcar o del betabel. Se emplea en la producción de muchos alimentos como galletas, pan y nieves; además se usan en ocasiones como auxiliador de conservas de alimentos, incluyendo los alimentos chatarra. Su consumo excesivo causa la caries, la diabetes y un aumento de peso.


CH2OH O

H H OH

CH2OH O

H

H

O

H

H OH CH2OH

OH H

OH H

OH Sacarosa

Glucosa

Fructosa

Figura 3.4 Estructura de la molécula de sacarosa.

b) Lactosa Disacárido más importante de la leche y los productos lácteos, en ocasiones se suele llamar el azúcar de leche. Algunas personas no elaboran sucientes cantidades de la enzima necesaria para hidrolizar la lactosa. De tal forma que el azúcar permanece sin digerir en el estómago y tracto intestinal, provocando calambres abdominales y diarrea. Unidad de glucosa

CH2– OH

Unidad de galactosa

CH2– OH O

OH

O

H O

H OH

H

H

OH Lactosa

H OH

H

H

OH

H OH

H

H

Figura 3.5 Estructura de la lactosa.

c)

Maltosa

La maltosa o azúcar de malta, se encuentra en los granos de cebada germinada. Se presenta en pequeñas cantidades en la naturaleza. Se emplea en cereales, dulces y para hacer bebidas alcohólicas como la cerveza. Bioquímicamente, la maltosa es importante porque es fuente de glucosa. CH2OH O H H OH H

H OH

OH α-D-glucosa

CH2OH H O

O OH H OH H H H

OH

ß-D-glucosa

Figura 3.6 Estructura de la maltosa.

75


Polisacáridos 76

Los polisacáridos son polímeros de los azúcares, es decir, compuestos formados por carbono, hidrógeno y oxígeno; los dos últimos en la misma proporción que en el agua, o sea, dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno; además, son po límeros de cadena larga cuyo monómero es un monosacárido. Los más importantes son el almidón, el glucógeno y la celulosa. En los tres ejemplos, el monómero es la glucosa. La celulosa y el almidón son polisacáridos de la glucosa, donde el prejo poli representa una multitud de moléculas de glucosa que se unen por condensa ción. La celulosa es uno de los principales elementos estructurales de las plantas, y el almidón constituye su reserva energética. Almidón

a)

Son polisacáridos de reserva más importantes en las plantas, ya que proporcionan del 70 a 80% de energía. Las plantas generan gran cantidad de moléculas de glucosa, las cuales son almacenadas en las células en forma de almidón. Cuando la planta requiere energía extra o carece de ella, los almidones son hidrolizados para liberar la glucosa y extraer la energía necesaria. Se obtienen de las semillas del maíz, arroz y algunas raíces de tubérculos como la papa. Los almidones están compuestos de dos estructuras diferentes: la amilasa, una molécula lineal, y la amilopectina, una molécula ramicada. b) Glucógeno Polisacárido de reserva energética en los animales y humanos, denominado a veces como el almidón animal, debido a que presenta la estructura y las funciones simi lares a las del almidón vegetal. Se encuentra como reserva de glucosa almacenada principalmente en el hígado y los músculos, de tal manera que al disminuir la glucosa en la sangre, el glucógeno se hidroliza y libera glucosa, la cual será empleada en el metabolismo celular para obtener energía. Por el contrario, si existe un exceso de glucosa en la sangre, el hígado la convierte en glucógeno para convertirla posteriormente en glucosa. Celulosa

c)

Polímero de carácter estructural compuesto de un único tipo de monómero. Forma la estructura de las paredes celulares de los vegetales y así les da una consistencia rígida e insoluble que presenta cientos y hasta miles de unidades de glucosa. Más de la mitad de carbono que contienen los vegetales corresponden a la celulosa, contribuyendo así enormemente a la biomasa terrestre. Juega un papel importante a nivel comercial, pues se emplea en la fabricación de bras textiles como el algodón, constituye la materia prima del papel y de su tratamiento químico se puede obtener ce lofán, también se utiliza en la fabricación de explosivos, seda articial y en barnices. CH2OH

CH2OH O

H

OH

H OH

O

H

OH

OH

OH

H

OH

H

OH

H

O

H O

OH

Figura 3.7 Estructura de la celulosa.

H H

O CH2OH

O

H

H

H H

CH2OH

OH H

O

H H

H

O

H

H


Actividad de aprendizaje 2 Con tres compañeros elaboren una lista de alimentos que consumen a diario y se ñalen la cantidad de carbohidratos que contienen. Posteriormente resuelvan las siguientes preguntas.

1) ¿Cuáles de los alimentos enlistados contienen más carbohidratos?

2) ¿En qué cantidad los consumen?

3) ¿Qué complicaciones acarrearía su consumo excesivo?

4) ¿En qué circunstancias es necesario consumir mayor cantidad de carbohi dratos?

Metabolismo de los carbohidratos Los carbohidratos ingeridos en la dieta están constituidos por polisacáridos como los almidones, la celulosa y la dextrina, y el disacárido sacarosa. En el proceso diges tivo los carbohidratos se degradan hasta monosacáridos simples, absorbibles direc tamente. En el proceso de la digestión, la saliva además de humedecer y lubricar el bolo alimenticio, contiene amilasa salival o ptialina, que es una enzima con actividad de α-amilasa que inicia la hidrólisis de los almidones de la dieta. En el duodeno se vierte el jugo pancreático rico en amilopsina o amilasa pancreática; que es una α-amilasa con actividad a pH 7.1 que rompe enlaces glucosí dicos α, 1-4 de los almidones, dextrinas y glucógeno, liberando maltosa y pequeños oligosacáridos ramicados.

77


78 Recientemente se ha vinculado el cáncer

del colon con hábitos dietéticos de

bajo consumo de bra cruda.

En ciertas enfermedades congénitas, existe deciencia de algu-

na disacaridasa, especialmente de la lactasa, causante de cuadros diarreicos graves.

Los disacáridos de los alimentos son hidrolizados y convertidos e n monosacáridos debido a la acción de las carbohidrasas, como la maltasa, sacarasa y lacta sa, especícas para la maltosa, sacarosa y lactosa, respectivamente. Para obtener en el intestino una mezcla de monosacáridos. En los seres humanos la celulosa forma parte indigerible de los alimentos, da cuerpo al bolo fecal y estimula la motilidad intestinal; de ahí que sea usado en diversos medicamentos como laxantes. La celulosa constituye la mayor proporción de la llamada bra cruda, dietética y proviene de las frutas y vegetales de la dieta. La velocidad de absorción intestinal es variable y está regida por los pro cesos de difusión simple y de transporte activo; la velocidad de absorción es direc tamente proporcional a la concentración del monosacárido en la luz intestinal y es independiente de los requerimientos energéticos celulares; la fructosa es absorbida por este mecanismo. El transporte activo ocurre en contra de un gradiente de con centración y depende del aporte energético celular; funciona para la galactosa, glucosa y otros azúcares con conguración semejante. El transporte activo de la glucosa ocurre simultáneamente con el del Na*; el transportador de la célula intestinal toma a ambos en la luz intestinal, los acepta en sitios diferentes y los introduce a la célula. El transporte activo de la glucosa es inhibido por el glucósido cardiaco ouabaína, bloqueador de la bomba que expulsa al Na + de la célula; la oridzina, que desplaza al Na+ del transportador, y ciertos compuestos inhibidores de la respiración (cianuro) o desacopladores de la fosforilación oxidativa (dinitrofenol). La glucosa se absorbe a una velocidad promedio de 1 g por kilogramo de peso corporal por hora. Las principales vías metabólicas de los carbohidratos son: Intestino

Hígado

Músculo

alimentos glucógeno 1

galactosa fructosa manosa glucosa

glucógeno 4

4

galactosa-1-P fructosa-6-P manosa-6-P

6

H2O

pentosas

2

glucosa-6-P aminoácidos glucogénicos

3

Sangre glucosa

5

glucosa-6-P 5

3

piruvato

lactato

piruvato

acetil CoA

ácidos grasos

acetil CoA

CO2

ciclo de Krebs

ciclo de Krebs Energía Figura 3.8 Principales vías metabólicas de los carbohidratos.


1) Digestión y absorción. Una vez efectuada la digestión en el intestino, los monosacáridos, a través de la circulación porta, alcanza la celdilla hepática, donde una porción es utilizada y el resto se distribuye por vía sanguínea a todo el organismo. 2) Fosforilación e interconversión de hexosas. Ocurre en la mayoría de las cé lulas; la galactosa se convierte en galactosa-1-fosfato y al nal todas las hexosas forman glucosa-6-fosfato. 3) Síntesis del glucógeno. El proceso de síntesis de glucógeno a partir de glucosa se denomina glucogénesis. La síntesis de glucógeno o de glucosa a partir de compuestos que no son carbohidratos, se llama gluconeogénesis. 4) Degradación del glucógeno. La degradación del glucógeno tisular, o glucogenólisis, implica su paso a glucosa-6-fosfato; en el hígado el proceso termina formando glucosa libre, la cual pasa la sangre.

5) Conversión de glucosa a piruvato: glucólisis. Es el cambio degradativo más importante; se acompaña de liberación de energía, parte de la cual se almacena en el ATP. 6) Conversión de glucosa en pentosas. Esta vía constituye el ciclo de las pen tosas y su función es la de proveer a la célula de pentosas, necesarias para la síntesis de los ácidos nucleicos y coenzimas. Es una vía generadora de NADPH, indispensable para las reducciones biosintéticas, como la síntesis de ácidos grasos y esteroides.

Actividad de aprendizaje 3 1. En equipos investiguen los siguientes procesos metabólicos de los carbohidratos: glucogénesis, gluconeogénesis, glucogenólisis, glucólisis, ciclo de las pentosas y ciclo de Krebs. 2. Exponer por equipos los procesos metabólicos investigados.

Síntesis

Actividad experimental 1: identifcación

de almidón Objetivo

Identicar a los carbohidratos presentes en diversas sustancias. Materiales y Reactivos

Materiales

Reactivos

Vasos de plástico para gelatinas pequeños

Agua

Cuchara desechable

Almidón

Lupa

Harina de maíz Azúcar de mesa Granos de arroz, frijol y/o maíz Solución de tintura de yodo

79

Bloque III: Explica las macromoléculas que componen a los seres vivos Procedimiento

80

1) Muele los granos hasta obtener un polvo lo más no posible, y colócalo por separado en cada uno de los recipientes de plástico. 2) Coloca en otro recipiente un poco de almidón y azúcar de mesa por separado. 3) Adiciónale unas gotitas de solución de tintura de yodo a cada recipiente, observa y anota lo que sucede. 4) Después de realizar esta prueba, observa con una lupa unos granos de almidón y unos granos de sacarosa. Anota tus observaciones.

5) Adiciónale a cada uno de los recipientes unas cuantas gotas de agua y agíta los con la cuchara; posteriormente, agrega unas gotas de solución de yodo. Observaciones

Cuestionario

1) ¿Qué sucedió cuando realizaste el paso tres en cada sustancia?

2) ¿A qué crees que se deba la coloración que se obtuvo?

3) ¿Qué diferencia encontraste entre los granos de almidón y los de sacarosa?


Sesión B: Lípidos Desarrollo de criterios X

Clasico en saponicables y no saponicables a los lípidos según sus carac terísticas.

X

Explico la estructura de los lípidos a partir de su composición química.

X

Describo la función biológica de los lípidos en los seres vivos.

X

Describo las principales vías metabólicas para los lípidos.

X

Valoro la importancia que tienen los lípidos en los seres vivos.

Problematización

La importancia de los ácidos grasos en la dieta Estudios recientes realizados en ratas con dietas pobres en grasas, revelaron que existen ciertos ácidos grasos llamados esenciales como el “linoléico” y el “γ-linoléico”, que requieren consumir los mamíferos y que no pueden sintetizar, sino que deben obtenerlos de fuentes vegetales, donde son muy abundantes. Las principales funciones de los ácidos grasos en los organismos vivos son la formación de los lípidos de las paredes celulares, las síntesis de prostaglandinas (sustancia semejante a las hormonas) y la de proveer al organismo de energía. Las grasas constituyen del 25 a 50% de las calorías ingeridas por el cuerpo que por oxidación, proporcionan 9 kcal/g, es decir, más del doble de lo que se obtiene por oxidación de 1 g de azúcar. Las grasas en el organismo humano son emulsicadas e hidrolizadas por los ácidos biliares y transformadas a di y monoglicéridos; posteriormente, a ácidos grasos libres y glicerol. En el intestino delgado son absorbidas a través de la pared celular y transportadas en la sangre con un grupo de proteínas que aumentan su solubilidad. Mediante una serie de reacciones enzimáticas, éstas producen energía, y sólo una parte es hidrolizada; la otra se almacena en el tejido adiposo como re serva; actúan también como estructuras aislantes en la pérdida de calor y cubiertas protectoras.

Actividad de aprendizaje 1 Investiga cuáles son los otros tipos de lípidos importantes para el ser humano.

81


82


Generalidades La palabra lípido proviene del griego: lipos, que signica grasas. Los lípidos son com puestos naturales que se pueden encontrar en plantas y animales; son constitu yentes principales de los productos alimenticios e intervienen en diversos procesos vitales de los organismos. Los lípidos son un grupo general de sustancias orgánicas insolubles en solventes polares como el agua, pero que sí se disuelven en solventes orgánicos no polares como el cloroformo, éter o benceno; además, tienen más características físicas que químicas en común. Los lípidos son biomoléculas orgánicas formadas básicamente por carbo no, hidrógeno y oxígeno, este último en porcentajes mucho más bajos que los hidratos de carbono; además, pueden contener también fósforo, nitrógeno y azufre. Son constituyentes importantes de la alimentación (aceites, manteca, yema de huevo), representan una importante fuente de energía y de almacenamiento además de funcionar como aislantes térmicos, componentes estructurales de membranas biológi cas y precursores de hormonas (sexuales, corticales), ácidos biliares, vitaminas, etc.

Características, funciones y clasicación de los lípidos Los lípidos presentan las siguientes características: X

Es un grupo de sustancias muy heterogéneo.

X

Son insolubles en agua, esto se debe a que son hidrofóbicos, como consecuencia de su estructura química que es fundamentalmente hidrocarbonada, con gran cantidad de enlaces carbono hidrógeno (C–H) y carbono–carbono (C–C), son enlaces covalentes.

X

Son solubles en disolventes orgánicos, como éter, cloroformo, benceno, etc.

Libera el doble de energía que los carbohidratos y proteínas. Entre sus funciones se encuentran: X

X

Reserva. Constituyen la principal reserva energética del organismo. Sabido es que un gramo de grasa produce 9.4 kilocalorías.

X

Estructural. La función estructural está encargada a glucolípidos, céridos, esteroles, acilglicéridos y fosfolípidos, ya que forman las bicapas lipídicas de las membranas citoplasmáticas y de los orgánulos celulares. En los órganos recubren estructuras y les dan consistencia, como la cera del cabello, otros actúan como térmicos, como los acilglicéridos, que se almacenan en teji dos adiposos de animales de clima frío, también protegen mecánicamente, como ocurre en los tejidos adiposos de la planta del pie y en la palma de la mano del hombre.


X

X

X

Transportadora. El transporte de lípidos, desde el intestino hasta el lugar de utilización o al tejido adiposo, donde se almacenan, se realiza mediante la emulsión de los lípidos por los ácidos biliares y asociaciones de proteínas especícas con triacilglicéridos, colesterol, fosfolípidos, conocidas como li poproteínas, que permiten su transporte por sangre y linfa. Protección contra el frío. El depósito de lípidos debajo de la piel, forma una capa aislante que protege al organismo contra los cambios bruscos de tem peratura y contra golpes, la capa de lípidos que cubre los órganos amorti gua cualquier agresión en su contra. Hormonal. Algunas hormonas tienen naturaleza lipídica como las hormonas sexuales, así como las prostaglandinas y las vitaminas liposolubles.

Los lípidos se pueden clasicar de la siguiente manera:

1) Lípidos sencillos son aquellos que no contienen ácidos grasos y por lo tanto, no son saponicables. 2) Lípidos complejos que se caracterizan por poseer en su molécula a los áci dos grasos como componentes y comprenden a los acilglicéridos, conocidos también como triglicéridos o grasas; los fosfoglicéridos, los esngolípidos y las ceras. Este grupo también recibe el nombre de lípidos saponicables. Los lípidos complejos como las grasas y los aceites son mezclas de ésteres de glicerol con ácidos carboxílicos (ácidos grasos), de cadena larga y de número par de átomos de carbono, a los cuales se le llama también triacilglicéridos o triglicéridos. Triacilgliceroles. También se les conoce como triglicéridos, son moléculas formadas por un alcohol de tres carbonos, el glicerol, y tres ácidos grasos unidos por enlace éster, también puede tener dos ácidos grasos llamado diglicérido, y con un ácido graso monoglicérido. Constituyen una reserva muy importante de combustible metabólico. Este tejido es el que conforma el tejido adiposo, las células de este tejido tiene sólo una pequeña cantidad de citoplasma, el resto está lleno de triglicéridos. Los triacilglicéridos al conformar el tejido adi poso cumple la función de reserva energética. Son los lípidos más abundantes. Además, protegen al cuerpo contra los cambios bruscos de temperatura ya que el tejido adiposo es un depósito que reubica por debajo de la piel y de esa manera sirve como amortiguador de golpes y aísla al cuerpo del medio ambiente, también forma una capa en torno a los órganos importantes para protegerlos de los impactos.

F

Glicerol H H

C

OH

H

C

OH

H

C

OH

o

Ácido graso libre

o

H

Triglicérido H O H

C

H

C

H

C H

O

O

O

O

O

Figura 3.9 Molécula de triglicérido.

83


Fosfolípidos. Son moléculas que contienen como su nombre lo indica, lípidos y grupos fosfato, éstos se llaman: fosfatidilserina, fosfatidi letanolamina, fosfatidilinositol, fosfatidilcolina, este también se cono ce como lecitina, un tipo especíco de este fosfolípido es el principal componente del surfactante pulmonar; la incapacidad de su síntesis produce deciencias respiratorias en recién nacidos. Los fosfolípidos juegan un papel muy importante en la formación de membranas celulares. El fosfatidilinositol tiene un papel muy importante en la membrana libera trifosfato de inositol, que actúa como segundo mensajero en respuesta a la acción hormonal.

F

84

Esteroides y colesterol. Son moléculas hidrófobas. El compuesto madre de este grupo es el colesterol, esto quiere decir que se sintetizan a partir del colesterol, se forman por sustitución de uno o más hidrógenos por grupos hidroxilo o grupos cetónicos y en algunos casos por acortamiento de la cadena lateral. Su estructura base es el ciclopentanoperhidrofenantreno; son cuatro anillos condensados.

F

¿Sabías que el aumento o disminución de lípidos en el cuerpo puede dañar tu salud? Mantente en equilibrio.

Necesidades diarias de lípidos Se recomienda que las grasas de la dieta aporten entre 20 y 30% de las necesidades energéticas diarias. Nuestro organismo no hace el mismo uso de los diferentes tipos de grasa, por lo que este 30% deberá estar compuesto por un 10% de grasas saturadas (grasa de origen animal), un 5% de grasas insaturadas (aceite de oliva) y un 5% de grasas poliinsaturadas (aceites de semillas y frutos secos). Además, hay ciertos lípidos que se consideran esenciales para el organismo, como el ácido linoleico o el linolénico, que si no están presentes en la dieta en pequeñas cantidades se producen enfermedades y deciencias hormonales, estos son los llamados ácidos grasos esenciales. Tabla. Niveles de Lípidos

Nivel deseable

< 200 mg/dL

Límite alto

200 – 239 mg/dL

Alto

> 240 mg/dL

Figura 3.10 Los análisis clínicos te permiten saber tus valores de lípidos en la sangre.


Si consumimos una cantidad de grasas mayor de la recomendada, el in cremento de calorías en la dieta que esto supone, nos impedirá tener un aporte adecuado del resto de nutrientes energéticos sin sobrepasar el límite de calorías aconsejable. En el caso de que este exceso de grasas esté formado mayoritariamente por ácidos grasos saturados, como sería si consumimos grandes cantidades de grasa de origen animal, aumentamos el riesgo de padecer enfermedades cardiovasculares como la arteriosclerosis, los infartos de miocardio o las embolias.

Actividad de aprendizaje 2 En equipos de cuatro integrantes elaboren un mapa conceptual acerca del tema de lípidos. Deberán considerar los aspectos mencionados en la información. X

Cada equipo dispondrá de cuatro minutos para explicar su mapa conceptual.

X

Al término de la exposición redacten en el espacio siguiente una conclusión general del tema.

85


Actividad de aprendizaje 3 86

Redacta un comentario acerca de las causas de la obesidad y sus consecuencias para la salud.

Metabolismo de los lípidos La digestión de los lípidos se inicia en el intestino; la misma presencia de alimentos, en el tubo digestivo, sirve como el estímulo para la secreción duodenal de las hormonas secretina y la colecistoquinina o pancreozimina, activadoras de la producción y salida del jugo pancreático; además, la colesistoquinina induce la contracción y el vaciamien to de la vesícula biliar. Los estímulos sensoriales provocados por los alimentos ocasio nan la liberación de acetilcolina, estimulante de la secreción pancreática. La bilis contribuye a la digestión de los lípidos por medio de sales biliares y el jugo pancreático a través de la lipasa pancreática, otras lipasas, el colesterol es terasa, y cantidades importantes de HCO 3-, neutralizante la acidez del jugo gástrico. Las sales biliares, taurocolato y glicocolato de sodio, son poderosas emul sicantes de las grasas y, al dispersarlas en el medio acuoso intestinal, facilitan la interacción de la lipasa sobre sus sustratos, los triacilglicéridos, insolubles en agua. En el intestino, la lipasa pancreática cataliza la hidrólisis de los triacilglicéri dos: primero elimina un ácido y produce el 1,2-diacilglicérido o bien el 2,3-diacilglicérido; después se elimina otro ácido graso y queda el 2-acilglicérido. Para acelerar la hidrólisis de este último, se requiere una isomerasa, que pasa el ácido graso de la porción central a una de las laterales, donde es más vulnerable el efecto de la lipasa, que forma nalmente glicerol y el otro ácido graso. Más de las dos terceras partes de las grasas neutras se absorben como monoacilglicéridos, los cuales, por tener un extremo hidrofílico (dos radicales OH del glicerol) y otro hidrofóbico (acilo del ácido graso), también actúan como emulsicantes, en forma parecida a las sales biliares y ciertos jabones formados en el intestino. En condiciones normales se absorbe 98% de los lípidos de la dieta. La digestión y absorción de los triacilglicéridos se representa en esquema de la siguiente página.


Nombre del complejo

Sitio

Gotas de lípidos Luz intestinal

Contenido Factores que favorecen su conversión 90% triacilglicéridos Fosfolípidos Colesterol Otros lípidos

87

sales biliares lipasa + colipasa

2 monoacilglicéridos Ácidos grasos Micelas Sales biliares Fosfolípidos Colesterol Otros lípidos Solución Sales biliares monomolecular Lípidos anfipáticos

2 monoacilglicéridos Ácidos grasos

Coenzima A ATP Varias enzimas

Triacilglicéridos Célula intestinal

(con menos de 12 C)

Fosfolípidos Apoproteínas A-1, B

Quilomicrones

Sangre Linfa

Ácidos grasos de cadena corta Quilomicrones

Figura 3.11 Esquema representativo del metabolismo de los triacilglicéridos.

Actividad de aprendizaje 4 En equipos investiguen y expongan el metabolismo de los triacilglicéridos, los fos folípidos y el colesterol.


Síntesis 88

Actividad experimental 2: obtención de jabón Objetivo

Preparar un jabón a partir de una grasa o aceite. Materiales y reactivos

Materiales

Reactivos

1 Matraz Erlenmeyer de 125 mL

Solución de NaOH a 20%

2 probetas graduadas de 25 mL

Solución saturada de NaCl

Perlas de vidrio

Alcohol etílico puro

1 Embudo Buchner

Hielo

Matraz Kitazato de 150 mL c/ junta de hule

Aceite

Parrilla de calentamiento Varilla de vidrio

Procedimiento

1) Pesa 20 g de aceite y colócalo en el matraz. 2) Añade 20 mL de alcohol etílico y agítalo bien. 3) Añade 20 mL de la solución de NaOH al 20% y mezcla todo con cuidado. 4) Agregar dos o tres perlas de ebullición.

5) Agita la mezcla y calienta ligeramente por treinta o cuarenta minutos a ebu llición suave. Continúa el calentamiento hasta que la mezcla adquiera una consistencia pastosa. 6) Al comenzar a formarse el jabón, la agitación debe ser cuidadosa para evitar que se produzca espuma. 7) Deja enfriar la mezcla a temperatura ambiente. 8) Introdúcelo en un baño de hielo de tal manera que se pueda manipular fácilmente. 9) Adiciónale 100 mL de solución saturada de NaCl y agita perfectamente.

10) Filtra el jabón por succión suave al vacío y lávalo con 25 mL de agua helada, manteniendo el vacío. 11) Escribe tus observaciones.


Cuestionario

1) ¿Por qué debe calentarse la mezcla?

89

2) ¿Cuál es la función del alcohol?

3) ¿Para qué se le adiciona el NaCl?

Sesión C: Proteínas Desarrollo de criterios X

Clasico las proteínas de acuerdo a su estructura.

X X

Explico la estructura de las proteínas a partir de la formación de su enlace peptídico. Describo la función biológica de los lípidos según sus características.

X

Describo las vías metabólicas para las proteínas.

X

Valoro la importancia que tienen las proteínas en los seres vivos.

Problematización Las proteínas son polímeros lineales de aminoácidos, con la mayor importancia para la estructura y la siología celular. Las proteínas forman la masa principal de las célu las y de los tejidos y tienen diversas funciones como enzimas, factores hormonales, agentes transportadores, contráctiles, estructurales, etc. Todas las proteínas com parten ciertas funciones como su capacidad amortiguadora del pH; la liberación de 4 Kcal de energía por gramo; su fuerza oncótica para el equilibrio de las presiones osmóticas en los líquidos biológicos y la nutritiva, por construir una fuente de los aminoácidos indispensables para sintetizar el tejido propio.


Actividad de aprendizaje 1 90

Realiza una lista de productos que consumes a diario e indica si se trata de un producto rico en proteínas o no.

Formación, adquisición, construcción y desarrollo de las competencias Ninguna parte viva del

cuerpo humano o cualquier célula viva carece

de proteínas; las hay en la sangre, los músculos, el cerebro, esmalte dentario, en los organismos celulares más pequeños, las bacterias y virus. Cada tipo de célula

fabrica sus propias proteínas peculiares.

Generalidades Las proteínas representan el grupo de sustancias químicas de mayor importancia en la estructura y la siología celular, son el componente básico de toda la vida. La palabra proteína, proviene del griego proteios que signica primero; así lo mencionó Berzelius en una carta a Mulder en 1838. Las proteínas constituyen la estructura de las membranas, los cartílagos y el tejido conectivo, transportan el oxígeno en sangre y músculos, dirigen reaccio nes biológicas en forma de enzimas, deenden el organismo contra infecciones y controlan los procesos metabólicos como las hormonas. Inclusive pueden utilizarse como fuente de energía. Las proteínas son compuestos complejos de peso molecular elevado, que van de 5 000 a varios millones de uma (unidad de masa atómica); conocidos también como polipéptidos o polímeros; formados aproximadamente por 20 monómeros diferentes llamados aminoácidos básicos, que son sus unidades elementales, los cuales están unidos por un enlace peptídico y ordenados en determinada secuencia. Esta secuencia de aminoácidos determina las características de cada proteína y su activi dad biológica; dicha secuencia está dada por la información genética contenida en el ADN de la célula. Por ello, podemos decir que las proteínas son copolímeros. A partir de veinte diferentes monómeros, las posibilidades de construcción de polímero son enormes, de allí que haya variedad de proteínas. Las proteínas están formadas por carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno principalmente, algunas presentan también azufre y fósforo (ver cuadro siguiente).


Composición elemental de las proteínas

Elemento Carbono Hidrógeno

% del elemento en peso seco

50 - 55 6-7

Oxígeno

20 - 23

Nitrógeno

12 - 20

Azufre

0.2 - 3.0

Fósforo

0-6

Clasicación de las proteínas Por su origen, las proteínas se dividen en nativas y derivadas ; por los productos que se obtienen de su hidrólisis, en simples y conjugadas; por su solubilidad, en globulares y brosas ; por su función biológica, en enzimas de reserva, transporte, protectoras, contráctiles, toxinas, hormonales y estructurales.

Figura 3.12 Principales fuentes de proteínas.

Aminoácidos naturales y esenciales De los 20 aminoácidos que constituyen las proteínas del organismo, doce son ami noácidos naturales, puesto que pueden ser producidos por el cuerpo humano: glicina, alanina, arginina, serina, cisteína, tirosina, histidina, ácido glutámico, ácido aspár tico, glutamina, asparagina y prolina. Los ocho restantes deben obtenerse a través de los alimentos o a partir de las proteínas de la dieta. Estos aminoácidos reciben el nombre de aminoácidos esenciales y son: isoleucina, leucina, lisina, metionina, fenilalanina, treonina, triptófano y valina.

91


-aminoácidos encontrados en las proteínas

α

a) Aminoácidos con cadenas alifáticas

92

Nombre del aminoácido

Esencial/No esencial

Estructura O

Glicina (Gli)

No esencial

H2N

CH

C

OH

H

O

Alanina (Ala)

No esencial

H2N

CH

C

OH

CH 3 O

H2N

Valina (Val)

CH

C

CH

CH 3

OH

Esencial

CH 3

O

H2N

Leucina (Leu)

Esencial

CH

C

OH

CH2

CH

CH 3

CH3

O

H2N

Isoleucina (Ile)

Esencial

CH

C

CH

CH 3

CH 2

CH 3

OH


b) Aminoácidos con azufre Nombre del aminoácido


Estructura

93

O

H2N

Cisteína (Cis)

CH

C

OH

No esencial CH 2

SH

O

H2N

CH

C

OH

CH 2

Metionina (Met)

Esencial CH 2

S

CH 3

c) Aminoácidos con ácidos o su amida Nombre del aminoácido


Estructura O

H2N

Ácido aspártico (Asp)

No esencial

CH

C

OH

CH 2

C

O

OH

O

H2N

Asparagina (Asn)

No esencial

CH

C

CH 2

C

NH2

O

OH


c) Aminoácidos con ácidos o su amida

94



Estructura O

H2N

CH

C

OH

CH 2

Ácido glutámico (Glu)

No esencial CH 2

C

O

OH

O

H2N

CH

C

OH

CH 2

Glutamina (Gln)

No esencial CH 2

C

O

NH2

d) Aminoácidos con grupos básicos



Estructura O

H2N

CH

C

CH 2

CH 2

Arginina (Arg)

Esencial CH 2

NH

C

NH2

NH

OH


d) Aminoácidos con grupos básicos



95

Estructura O

H2N

CH

C

OH

CH 2

Lisina (Lis)

Esencial

CH 2

CH 2

CH 2

NH2

e) Aminoácidos con anillos aromáticos Nombre del aminoácido


Estructura O

H2N

CH

C

OH

CH 2

Fenilalanina (Fen)

Esencial

O

H2N

CH

CH 2

Tirosina (Tir)

No esencial

OH

C

OH


e) Aminoácidos con anillos aromáticos Nombre del aminoácido


Estructura

96

O

H2N

CH

C

OH

CH 2

Triptófano (Trp)

Esencial

HN

O

H2N

Histidina (His)

CH

C

OH

CH 2

Esencial

N

NH

Aminoácido con grupo imidazólico O

C

Prolina(Pro)

OH

No esencial HN

A continuación se presenta una tabla en la cual encontrarás los nombres y abreviatura de los aminoácidos comunes: Aminoácido

Abreviatura de tres letras

Abreviatura de una letra

Alanina

Ala

A

Arginina

Arg

R

Asparagina

Asn

N


Aminoácido

Abreviatura de tres letras

Abreviatura de una letra

Ácido aspártico

Asp

D

Cisteína

Cis

C

Ácido glutámico

Glu

E

Glutamina

Gln

Q

Glicina

Gli

G

Histidina

His

H

Isoleucina

Ile

I

Leucina

Leu

L

Lisina

Lis

K

Metionina

Met

M

Fenilalanina

Fen

F

Prolina

Pro

P

Serina

Ser

S

Treonina

Tre

T

Triptófano

Trp

W

Tirosina

Tir

Y

Valina

Val

V

Nota: Las abreviaturas de una letra son la inicial del nombre del aminoá cido, de ser posible. Cuando hay varios aminoácidos con la misma inicial, se usan abreviaturas fonéticas (ocasionalmente graciosas), como Rginina, as´párDico, Feni lalalina, tWiptófano. Una proteína completa, contiene todos los aminoácidos esenciales en cantidades correctas. Una proteína incompleta, no contiene uno o algunos de los aminoácidos esenciales, que generalmente son lisina, triptófano o metionina. Con excepción de la gelatina, las proteínas que proceden de fuentes animales son completas, mientras que las proteínas de fuentes vegetales son incompletas Cuando falta uno o más de los aminoácidos esenciales en la dieta, la sínte sis de proteínas del organismo se ve gravemente limitada. En la enfermedad conocida como desnutrición húmeda o enfermedad del niño rojo (Kwashiorkor), el número de calorías de la dieta es suciente, pero su contenido proteico está incompleto. Al carecer de aminoácidos esenciales, el desarrollo de los niños se ve afectado, el color y la textura de su cabello se alteran, desarrollan un hígado graso y abdomen ensanchado debido al edema. Cuando la dieta tiene bajo contenido caloríco, el Kwashiorkor se combina con marasmo, ocasionando desgaste de la masa del cuerpo, sin edema.

97


Enlace peptídico 98 Un péptido, es una

cadena de aminoácidos unidos por enlace peptídico.

El tipo de enlace que une a los aminoácidos que componen las grandes moléculas proteínicas se llama enlace peptídico. Se establece entre el grupo carboxilo de un ácido aminado y el grupo amino de otro, perdiéndose una molécula de agua; como puede verse en las ecuaciones siguientes, el enlace peptídico se parece al enlace amida que se forma durante la reacción del amoníaco (o sus derivados) con un ácido carboxílico: Aminoácido 1

H2N

R1

O

C

C

Aminoácido 2

R1 OH

+

H

H Condensación

H2N Dipéptido

R1

O

C

C

H

N

C

H

H

COOH

Hidrólisis

R1 N

C

H

H

COOH + H2O Agua

Enlace peptídico

Figura 3.13 Estructura de un enlace peptídico.

El enlace peptídico determina algunas características de las moléculas que tienen implicaciones en la conformación tridimensional de

Los péptidos formados por dos aminoácidos se llaman dipéptidos. Existe aquí una confusión en el sentido de que el dipéptido sólo tiene un enlace peptídico. Debe recordarse que los prejos di, tri, etc., antes de la palabra péptido, designan el número de aminoácidos residuales de la molécula y no el número de enlaces pep tídicos. Las moléculas mayores, formadas por un gran número de aminoácidos, se llaman polipéptidos.

Función biológica de las proteínas Función biológica

los péptidos y

las proteínas.

Expresión

Estructural

Constituyente del pelo, lana, plumas (protección), músculos, seda, piel.

Respiratoria

Transporte y almacenaje de oxígeno.

Catalítica

Catálisis biológica, reacciones de síntesis, oxidación, hidrólisis, etc.

Defensa

Anticuerpos que defenden el ataque de

Hormonal

Regulación del metabolismo.

Nucleoproteica

Regulación de los procesos hereditarios y la síntesis de las proteínas.

Motora

Movimiento de estructuras intracelulares o células completas.

agentes extraños, como virus y bacterias.


Actividad de aprendizaje 2 Organizados en equipos, realicen los siguientes ejercicios. 1) Los aminoácidos esenciales son aquellos que no pueden ser sintetizados por el organismo humano y por ello la única fuente para poder adquirirlos es la dieta diaria. Investiguen los alimentos donde pueden obtenerse cada uno de los ocho aminoácidos esenciales que aparecen mencionados en la siguiente tabla. Posteriormente comparen sus resultados con los compañeros del grupo para realimentarse y enriquecer el trabajo. Aminoácidos esenciales

Valina

Leucina

Triptófano

Fenilalanina

Metionina

Isoleucina

Lisina

Fuente de obtención

99


100

2) La oxitocina es una de las hormonas formadas por las células del hipotálamo y entre sus efectos está el de estimular las contracciones uterinas en el pro ceso del parto. Otro efecto, muy interesante por cierto, es que inuye sobre la afectividad, la ternura y el acto de tocar, de hecho algunos la llaman la “molécula de la conanza” e inuye en el enamoramiento y en la lactancia. El análisis de su estructura revela que contiene nueve residuos de aminoácidos y puede representarse por la secuencia: CYIQNCPLG. Consulten la tabla de los aminoácidos para que descifren la secuencia e identiquen cuáles de ellos intervienen en la composición de la oxitocina. Pidan ayuda a su profesor(a) en caso necesario.

Estructura de las proteínas La organización de una proteína viene denida por cuatro niveles estructurales de nominados: estructura primaria, estructura secundaria, estructura terciaria y estructura cuaternaria. Cada una de estas estructuras informa de la disposición estructural en el espacio.

Estructura primaria Se dene como la secuencia lineal de residuos de aminoácidos presentes, donde cada uno está unido al otro mediante un enlace peptídico. Es el primer nivel estructural que se puede delimitar en una proteína, está constituido tanto por el número y la variedad de aminoácidos que entran en su composición, como por el orden también llamado secuencia en que se disponen éstos a lo largo de la cadena poli peptídica, al unirse covalentemente por medio de sus grupos amino y carboxilo alfa. El orden que presentan los aminoácidos en esta estructura determina la función y la conformación nal que adopta la proteína en los siguientes niveles de organización. 21A

Tir - Glu - Leu - Glu - Asn - Tir - Cis - Asn Leu Ser

Val-Cis-Gli-Glu Leu Arg Tir Cis - Val - Ser Gli Leu Phe Gli - lle - Val - Glu - Gln - Cis - Cis - Ala Ala 1A Phe Glu Tir Phe-Val-Asn-Gln-His-Leu-Cis-Gly-Ser-His-Leu-Val Tre 1B Pro His Ala Figura 3.14 Estructura primaria de la insulina humana.

Estructura secundaria Gracias a la capacidad de giro que tienen los aminoácidos a través de su enlace peptídico, la secuencia lineal se enrolla alrededor de un eje de simetría, por lo que la cadena adopta una disposición muy estable en forma de espiral.


Existen dos tipos de estructura secundaria: X

La α-hélice.

X

La conformación beta también conocida como β-laminar.

1) En la α-hélice, esta estructura se forma al enrollarse helicoidalmente sobre sí misma la estructura primaria, en donde cada aminoácido se pliega de modo que sigue el giro alrededor de un eje.

Figura 3.15 Estructura secundaria de una proteína.

2) En esta disposición de β-laminar es conocida también como estructura de láminas plegadas, porque guarda una disposición análoga a la que tienen las persianas de una cortina de láminas.

Figura 3.16 Estructura β-laminar.

Estructura terciaria El tercer nivel estructural se reere a la relación espacial que guardan entre sí las diferentes zonas o áreas de cada cadena polipeptídica que forman a una proteína, es decir, que esta estructura muestra la forma como se organizan las cadenas polipep tídicas en el espacio. Los enlaces que dan origen a esta estructura son:

101


1) Los puentes de hidrógeno. 2) Las interacciones carga-carga.

102

3) Las interacciones hidrofóbicas. 4) El puente disulfuro entre los radicales de aminoácidos que tiene el azufre.

Figura 3.17 Estructura terciaria.

Estructura cuaternaria Es parecida a la estructura terciaria, sólo que en esta conformación participan varias cadenas polipeptídicas distribuidas en el espacio para formar un complejo proteico. El número de cadenas varía, por ejemplo, son dos en el caso de las hexoquinasas, cuatro en la hemoglobina o más en la cápside del virus de la poliomielitis, las inmunoglobulinas y la miosina.

Figura 3.18 Estructura cuaternaria de la hemoglobina.


Propiedades de las proteínas 1) Solubilidad. Las proteínas son solubles en agua cuando adoptan una con formación globular. La solubilidad es debida a los radicales (-R) libres de los aminoácidos que, al ionizarse, establecen enlaces débiles (puentes de hi drógeno) con las moléculas de agua. Así, cuando una proteína se solubiliza queda recubierta de una capa de moléculas de agua (capa de solvatación) que impide que se pueda unir a otras proteínas, lo cual provocaría su precipitación (insolubilización). Esta propiedad es la que hace posible la hidrata ción de los tejidos de los seres vivos. 2) Capacidad amortiguadora. Las proteínas tienen un comportamiento anfótero y esto las hace capaces de neutralizar las variaciones de pH del medio, ya que pueden comportarse como un ácido o una base y por tanto liberar o retirar protones (H+) del medio donde se encuentran. 3) Desnaturalización. La desnaturalización de una proteína se reere a la rup tura de los enlaces que mantenían sus estructuras cuaternaria, terciaria y se cundaria, conservándose solamente la primaria. En estos casos las proteínas se transforman en lamentos lineales y delgados que se entrelazan hasta formar compuestos brosos e insolubles en agua. Los agentes que pueden desnaturalizar a una proteína pueden ser: calor excesivo, sustancias que modican el pH, alteraciones en la concentración, alta salinidad, agitación molecular, etc. El efecto más visible de este fenómeno es que las proteínas se hacen menos solubles o insolubles y que pierden su actividad biológica. La mayor parte de las proteínas experimentan desnaturalizaciones cuando se calientan entre 50° y 60° C; otras se desnaturalizan también cuando se enfrían por debajo de los 10° a 15° C. La desnaturalización puede ser reversible (renaturalización) pero en muchos casos es irreversible. 4) Coloidales. En vista de su gran tamaño, las proteínas son partículas coloida les. Los coloides ejercen presión osmótica (oncónica) a nivel de membranas semipermeables, no pueden atravesar tales membranas, adsorben molécu las menores y poseen cargas eléctricas; estas propiedades resultan impor tantes para la realización de las funciones de las proteínas. 5) Especicidad . Es una de las propiedades más características y se reere a que cada una de las especies de seres vivos es capaz de fabricar sus propias proteínas (diferentes de las de otras especies) y, aun dentro de una misma especie hay diferencias proteicas entre los distintos individuos. Esto no ocu rre con los glúcidos y lípidos, que son comunes a todos los seres vivos.

La enorme diversidad proteica interespecíca e intraespecíca es la conse cuencia de las múltiples combinaciones entre los aminoácidos, lo cual está determi nado por el ADN de cada individuo. La especicidad de las proteínas explica algunos fenómenos biológicos como: la compatibilidad o no de trasplantes de órganos, injertos biológicos, sueros sanguíneos, etc., o los procesos alérgicos e incluso algunas infecciones.

103


Metabolismo de las proteínas 104

Las principales vías del metabolismo de los aminoácidos en los mamíferos son las siguientes. 1) Caminos metabólicos comunes. Ocurren indistintamente procesos de síntesis o de degradación, de acuerdo con el equilibrio metabólico general del organismo; predominan aquí las reacciones de transaminación, desaminación y transdesaminación. 2) Síntesis de los aminoácidos. Los aminoácidos están formados por un es queleto de carbonos y un grupo amino y, por lo tanto, ambas partes de su síntesis deben estudiarse por separado. 3) Degradación de los aminoácidos. En el camino degradativo de los aminoácidos, el residuo carbonado sigue una vía metabólica cuya esencia es la liberación de energía; por otro lado, el grupo amino se elimina principalmente en forma de urea y secundariamente de amoniaco. 4) Utilización de los aminoácidos. El principal destino de los aminoácidos es la síntesis de proteínas tisulares. Sin embargo, como el organismo biosintético de las proteínas está muy ligado a la actividad de los ácidos nucleicos.

Los aminoácidos se transforman en distintas sustancias de interés sioló gico; algunos de ellos se descarboxilan y forman aminas; unos aminoácidos se pue den convertir en otros, o entrar a formar parte de sustancias nitrogenadas como el núcleo porrínico, la taurina, péptidos activos, compuestos pigmentados, vitaminas, hormonas como las de la tiroides o de la médula espinal, etc.

Síntesis Investiga cómo se llevan a cabo las principales vías metabólicas de los aminoácidos y realiza un mapa conceptual de las vías metabólicas en tu libreta.

Actividad experimental 3: desnaturalización de proteínas Objetivo

Observar la desnaturalización de las proteínas del huevo y la leche modicando sus condiciones óptimas de temperatura y pH. Materiales y reactivos

Materiales

Reactivos

4 vasitos de plástico transparente

Jugo de limón o vinagre

1 cuchara

Clara de huevo

Vasos de precipitado

Leche

Parrilla de calentamiento

Agua caliente


Procedimiento

1) Coloca en dos vasitos un poco de clara de huevo y en los otros dos un poco de leche. 2) Adicionales unas gotas de limón o un poco de vinagre, agítalos y observa qué ocurre. 3) Calienta directamente a ama suave o en la parrilla, y con la ayuda de una cuchara, agrega un poco de la clara de huevo. Obser va qué ocurre. 4) A los vasitos restantes, adicionales un poco de agua hirviendo. Agítalos y observa lo que sucede. Observaciones

Cuestionario

1) ¿Qué fue lo que les sucedió a las proteínas?

2) ¿Cuál proteína es más sensible a los cambios de pH y temperatura?

3) Investiga cuáles son las proteínas de la clara de huevo y de la leche.

Actividad experimental 4: identifcación

de proteínas en la clara de huevo Objetivo

Identicar mediante reactivos especícos la presencia de proteínas o algunos de sus aminoácidos, así como el enlace peptídico.

105


Materiales y reactivos

Materiales

106

Reactivos

6 tubos de ensayo

Reactivo de Biuret

Pipeta graduada de 1 mL

Solución de albumina de huevo al 20%

Parrilla de calentamiento

HNO3 Q.P

Agitador (vórtex)

Reactivo de azul brillante de Coomasie

Gradilla metálica Cuba metálica

Procedimiento

1) Coloca en cada tubo de ensaye 0.5 mL de solución de albumina de huevo. 2) Conserva uno de los tubos de ensayo como blanco. 3) Adicionales a cada uno de los tubos 0.2 mL de cada uno de los reactivos. 4) Calentar suavemente a “baño maría”, con parrilla de calentamiento. Observaciones

Precaución: cuando adiciones el HNO 3 hazlo suavemente, haciéndolo resbalar por las paredes del tubo, esta prueba no deberá calentarse. Cuestionario

1) ¿En qué prueba hubo la formación de un color amarillo?

2) ¿En qué prueba hubo la formación de un color rosa-violeta?

3) ¿En qué prueba hubo la formación de un color azul?


Realimentación Evaluación

107

I. Escribe dentro del paréntesis el tipo de estructura a que corresponde: 1. Glucosa

(

)

2. Galactosa

(

)

a) Monosacárido

3. Sacarosa

(

)

b) Disacárido

4. Celulosa

(

)

c) Trisacárido

5. Maltosa

(

)

d) Polisacárido

6. Glucógeno

(

)

7. Trehalosa

(

)

8. Almidón

(

)

II. Escribe en la línea a qué grupo de compuestos pertenecen las siguientes sustancias: 1. Cortisona 2. Cefalinas 3. Amilosa 4. Alanina

a) Lípidos

5. Cafeína

b) Proteínas

6. Aldosterona

c) Carbohidratos

7. Tiamina

d) Vitaminas

8. Testosterona

e) Hormonas

9. Estradiol 10. Colágeno

III.

Completa lo siguiente: 1) Disacárido que por hidrólisis rinde una molécula de glucosa y una de fruc tosa _____________ 2) Proteínas que son insolubles en agua y que forman las estructuras de sostén como tendones, uñas, etc. ________________________ 3) Enlace que se efectúa entre los aminoácidos para la formación de las proteínas _____________________________ 4) Enlace presente entre las diferentes moléculas de disacáridos, trisacáridos y polisacáridos ____________________________

5) Moléculas que constituyen los sillares de construcción de las proteínas ________________


Rúbrica 108


Criterios

Pre-formal

Inicial -

Resolutivo

receptivo

(Básico)

Recursos Autónomo

Estratégico

Describo las vías metabólicas de los carbohidratos y sus funciones biológicas.

Valoro la importancia que tienen los carbohidratos en mi vida cotidiana, así como el metabolismo y funciones de los carbohidratos.

Explico la estructura de los carbohidratos a partir del enlace glucosídico. Clasifco a los

carbohidratos de acuerdo a su estructura en monosacáridos, disacáridos y polisacáridos. Describo la función biológica de los carbohidratos en los seres vivos. Describo las principales vías metabólicas para los carbohidratos. Valoro la importancia que tienen los carbohidratos en los seres vivos.

Clasifco a

No entiendo qué son los carbohidratos ni el enlace glucosídico.

los carbohidratos según su estructura y sus enlaces pero no comprendo sus funciones.

Describo las funciones de los carbohidratos, así como su clasifcación

según su estructura.

Guía de Temas selectos de Química. Bibliografía. Internet. Pizarrón.



Criterios

Pre-formal

Inicial -

Resolutivo

receptivo

(Básico)

Recursos Autónomo

Estratégico

Describo la vías metabólicas de los lípidos y sus funciones.

Valoro la importancia que tienen los lípidos en mi vida cotidiana, así como su metabolismo y funciones primordiales.

109

Clasifco en saponifcables

y no saponifcables a los

lípidos según sus características. Explico la estructura de los lípidos a partir de su composición química. Describo la función biológica de los lípidos en los seres vivos.

Clasifco a

No entiendo qué son los lípidos ni el enlace que presentan.

Describo las principales vías metabólicas para los lípidos.

los lípidos según su estructura y sus enlaces pero no comprendo sus funciones.

Describo las funciones de los lípidos, así como su clasifcación



Valoro la importancia que tienen los lípidos en los seres vivos. Clasifco a las

proteínas de acuerdo a su estructura. Explico la estructura de las proteínas a partir de la formación de su enlace peptídico. Describo la función biológica de los lípidos según sus características. Describo las vías metabólicas para las proteínas. Valoro la importancia que tienen las proteínas en los seres vivos.

Clasif-

No entiendo qué son las proteínas ni el enlace glucosídico.

co a las proteínas según su estructura y sus enlaces pero no comprendo sus funciones.

Describo las funciones de las proteínas, así como su clasifcación


Describo las vías metabólicas de las proteínas y sus funciones.

Valoro la importancia que tienen las proteínas en mi vida cotidiana, así como el metabolismo y funciones que presentan.



Bibliografía 110

X

Burns, R. (1998). Fundamentos de Química, Prentice-Hall.

X

De la Cruz, A. (2004). Química orgánica vivencial, McGraw-Hill.

X

William S. Seese, G. William Daub (2005). Química, Pearson Educación.

X

Chang Raymond, (2003). Química, McGraw-Hill.


Notas 111

GUÍA DE TEMAS SELECTOS DE QUIMICA II

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