Quimica Electivo 2017.pdf

Química

Ciencias Pla� Electivo

Química Cie�ci�s Pl�n Electivo

Han colaborado en esta edición Directora Académica Paulina Núñez Lagos Directora de Desarrollo Académico e Innovación Institucional Katherine González Terceros Coordinadora PSU Francisca Carrasco Fuenzalida Equipo Editorial Patricia Cortez Gallardo Claudia Tapia Silva Equipo Gráfico y Diagramación Cynthia Ahumada Pérez Daniel Henríquez Fuentes Vania Muñoz Díaz Tania Muñoz Romero Elizabeth Rojas Alarcón Imágenes Archivo Cpech Pixabay Wikimedia Commons

El grupo Editorial Cpech ha puesto su esfuerzo en obtener los permisos correspondientes para las distintas obras con copyright que aparecen en esta publicación. En caso de presentarse alguna omisión o error, será enmendado en las siguientes ediciones a través de las inclusiones o correcciones necesarias.

Autor

:

CEPECH S.A.

N° de Inscripción

:

A-279201 del 20 de junio de 2017

Derechos exclusivos

:

CEPECH S.A.

PROHIBIDA SU REPRODUCCIÓN TOTAL O PARCIAL Año Impresión 2017 Impreso en A Impresores S.A.

Ciencias Plan Electivo - Química

Índice PRESENTACIÓN Capítulo 1: Habilidades de Pensamiento Científico



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1. Observación, interpretación y pregunta de investigación ..................................................... 10 2. Predicción, inferencia, hipótesis, postulado, teoría, ley y principio ....................................... 11 3. Procedimiento experimental, variable, grupo control, grupo experimental y modelo ....... 13 4. Resultados, interpretación de datos y conclusiones ............................................................... 14 5. Preguntas de selección múltiple ............................................................................................... 15

Capítulo 2: Fenómenos nucleares

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1. Núcleo atómico........................................................................................................... 26 2. Isótopos...................................................................................................................... 26 3. Masa atómica............................................................................................................. 27 3.1 Masa atómica promedio...................................................................................................................................... 27 4. Emisiones radioactivas............................................................................................... 28 4.1 Partículas alfa (a).................................................................................................................................................... 28 4.2 Partículas beta (b)................................................................................................................................................. 28 4.3 Rayos gamma (γ).................................................................................................................................................... 28 5. Reacciones nucleares.................................................................................................. 29 6. Ecuaciones nucleares.................................................................................................. 30 7. Serie radiactiva........................................................................................................... 31 7.1 Elementos transuránicos..................................................................................................................................... 32 7.2 Vida media (t1/2) ..................................................................................................................................................... 32 8. Fisión nuclear.............................................................................................................. 33

10. Efectos de la radiación en los seres vivos................................................................... 34 10.1 Excitación................................................................................................................................................................ 34 10.2 Ionización .............................................................................................................................................................. 34

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9. Fusión nuclear............................................................................................................. 34

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Índice 11. Utilización de la energía nuclear................................................................................ 36 11.1 Uso pacífico............................................................................................................................................................ 36 11.2 Uso bélico: bombas atómicas ......................................................................................................................... 38 12. Posibilidades futuras de la energía atómica: transmutación nuclear artificial ......... 39

Capítulo 3: Cinética química

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1. Cinética química ........................................................................................................ 42 1.1 Ley de velocidad ................................................................................................................................................... 42 1.2 Orden de reacción ................................................................................................................................................ 42 1.2.1 Reacciones de primer orden .................................................................................................................. 43 1.2.2 Reacciones de segundo orden .............................................................................................................. 43

2. Factores que afectan la velocidad de una reacción química ..................................... 44 2.1 Concentración ........................................................................................................................................................ 44 2.2 Temperatura ........................................................................................................................................................... 44 2.3 Catalizadores........................................................................................................................................................... 44 2.3.1 Clasificación de catalizadores ................................................................................................................ 45 2.4 Grado de división de los reactantes................................................................................................................ 46 2.5 Presión....................................................................................................................................................................... 46 2.6 Naturaleza de los reactantes............................................................................................................................. 46 3. Equilibrio químico ..................................................................................................... 46 3.1 Equilibrio en fase líquida ................................................................................................................................... 47 3.2 Equilibrio en fase gaseosa .................................................................................................................................. 48 4. Factores que modifican el equilibrio.......................................................................... 50 4.1 Concentración......................................................................................................................................................... 50 4.2 Presión ....................................................................................................................................................................... 50 4.3 Temperatura ............................................................................................................................................................ 51

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5. Enzimas (catalizadores).............................................................................................. 52 5.1 Estructura de una enzima.................................................................................................................................. 53 5.2 Regulación de la actividad enzimática.......................................................................................................... 54 5.2.1 Factor temperatura..................................................................................................................................... 54 5.2.2 Factor pH........................................................................................................................................................ 54

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Ciencias Plan Electivo - Química Capítulo 4: Termodinámica

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1. Termodinámica........................................................................................................... 58 2. Conceptos termodinámicos........................................................................................ 58 2.1 Cambio físico.......................................................................................................................................................... 58 2.2 Cambio químico..................................................................................................................................................... 59 2.3 Energía de activación (Ea)................................................................................................................................... 59 2.4 Energía de reacción (Er)....................................................................................................................................... 59 2.5 Complejo activado (Ca)........................................................................................................................................ 59 2.6 Calorímetro............................................................................................................................................................... 59 3. Tipos de reacciones..................................................................................................... 60 3.1 Reacción exergónica............................................................................................................................................ 60 3.2 Reacción endergónica......................................................................................................................................... 60 4. Teoría cinético molecular de la materia...................................................................... 61 5. Entalpía (∆H)............................................................................................................... 62 6. Ley de Hess................................................................................................................. 64 7. Entropía (∆S)............................................................................................................... 65

Capítulo 5: Óxido reducción

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1. Óxido-reducción......................................................................................................... 70 2. Reacciones óxido-reducción....................................................................................... 71 2.1 Formas de igualar ecuaciones óxido-reducción en ambiente ácido o básico................................ 72 3. Celdas electroquímicas............................................................................................... 76

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4. Predicción de reacciones............................................................................................ 78 4.1 Potenciales normales........................................................................................................................................... 78

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Índice Capítulo 6: Reacciones ácido base

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1. Conceptos y características de ácidos y bases........................................................... 84 2. Teorías de ácido base.................................................................................................. 85 2.1 Teoría de Arrhenius.............................................................................................................................................. 85 2.2 Teoría de Lowry y Brönsted................................................................................................................................ 86 2.3 Teoría de Lewis....................................................................................................................................................... 87 3. Constante de acidez (Ka) y de basicidad (Kb)............................................................ 87 4. Producto iónico del agua (Kw)................................................................................... 89 5. Medida de la acidez y la basicidad............................................................................. 91 6. Cálculo del pH para ácidos y bases............................................................................ 93 6.1 pH para ácido fuerte........................................................................................................................................... 93 6.2 pH para ácido débil............................................................................................................................................... 94 6.3 pH para base fuerte.............................................................................................................................................. 94 6.4 pH para base débil................................................................................................................................................ 95 7. Indicadores................................................................................................................. 96 8. Disoluciones buffer..................................................................................................... 97 8.1 Disolución ácida..................................................................................................................................................... 97 8.2 Disolución básica................................................................................................................................................... 98 9. Neutralización............................................................................................................. 98 9.1 Titulación.................................................................................................................................................................. 100

Capítulo 7: Polímeros

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1. Definición.................................................................................................................... 104 2. Polímeros naturales.................................................................................................... 105 2.1 Caucho.............................................................................................................................................................................. 105 2.2 Polisacáridos................................................................................................................................................................... 106 2.3 Proteínas.................................................................................................................................................................... 107 2.4 Ácidos nucleicos..................................................................................................................................................... 107 2.4.1 ADN (Ácido Desoxirribonucleico).......................................................................................................... 108 2.4.2 ARN (Ácido Ribonucleico)........................................................................................................................ 110

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3. Polímeros artificiales: plásticos.................................................................................. 110 3.1 Reciclaje del plástico............................................................................................................................................ 112

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Ciencias Plan Electivo - Química

Como tú sabes, la PSU tiene como propósito evaluar algunas de las competencias que necesitas para ingresar a la carrera elegida. Es necesario que comprendas que este instrumento no mide un contenido específico en sí mismo, sino lo que tú debes saber hacer con ese contenido, por ejemplo, aplicarlo en la resolución de un problema. Por esta razón, te invitamos a utilizar el libro que tienes en tus manos en conjunto con los recursos de aprendizaje creados especialmente para ti: ejercicios organizados según los temas, guías y videos con resolución de preguntas de ensayos; además del GPS académico, donde se detalla el número de las páginas en las que encontrarás los contenidos que, según tus resultados, debes reforzar. Para acceder a ellos, ingresa a la intranet de Cpech. No olvides descargar en tu celular la aplicación con estos libros en su versión digital.

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Paulina Núñez Lagos Directora académica

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Química Habilidades evaluadas Reconocimiento: Reconocer información explícita que no implica un mayor manejo de contenidos, solo recordar información específica, definiciones, hechos.

Comprensión: Además del conocimiento explícito de la información, esta debe ser relacionada para manejar el contenido evaluado, interpretando información en un contexto distinto al que se aprendió. Aplicación: Es el desarrollo práctico tangible de la información que permite aplicar los contenidos asimilados a la resolución de problemas. En ciencias permite llevar el conocimiento científico a la vida diaria. ASE (Análisis, Síntesis y Evaluación): Es la más compleja de las habilidades evaluadas. Implica reconocer, comprender, interpretar e inferir información a partir de datos que no necesariamente son de conocimiento directo, y que exige reconocer las partes que forman un todo y las relaciones de causalidad entre ellas.

•

HPC (Habilidades de Pensamiento Científico)



Habilidades de razonamiento y saber-hacer involucradas en la búsqueda de respuestas acerca del mundo natural, basadas en la evidencia.

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Íconos didácticos

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Conceptos fundamentales

Indica aquellos conceptos importantes referidos al capítulo, que no debes olvidar ni confundir.

Actividades

Indica recursos didácticos que con una estructura distinta a un ejercicio PSU te ayudarán a aplicar los conceptos.

Sabías que...

Indica relaciones importantes respecto a la aplicación real de contenidos, con la finalidad de que los asocies de manera didáctica.

Ojo con

Indica datos relevantes que debes manejar respecto a un contenido.

Esquema de síntesis

Indica el desarrollo de un esquema de contenido a través del cual se sintetizan los contenidos más relevantes de uno o más temas de un capítulo.

Capítulo 1 Habilidad�s de P�n�ami�nto Ci�ntíf co

Objetivos

� � � �

Comprender qué son las Habilidades de Pensamiento Científco. Conocer el método científco. Analizar los componentes del método científco. Ejercitar preguntas de Habilidades de Pensamiento Científco.

Capítulo

1

Habilidades de Pensamiento Científico Introducción En los últimos años, la enseñanza de las ciencias ha experimentado un fuerte cambio, teniendo como propósito que los estudiantes adquieran una comprensión del mundo natural y tecnológico y que se apropien de procesos, habilidades y actitudes características del quehacer científico. A partir de lo anterior surgen las Habilidades de Pensamiento Científico, las cuales corresponden a habilidades de razonamiento y saber-hacer involucradas en la búsqueda de respuestas acerca del mundo natural, basadas en evidencias que promueven una reflexión científica y permiten que el estudiante sea capaz de conocer sus propios procesos de aprendizaje y tenga el control sobre los mismos. Estas habilidades no obedecen a una metodología o a una secuencia de pasos claramente definida a desarrollar, como ocurre con el método científico. En muchos casos, una habilidad puede ser trabajada en forma independiente de las restantes y, en otras situaciones, puede ser abordada en forma integrada, según las necesidades de un determinado contenido. Las habilidades de razonamiento y saber-hacer no se desarrollan en el vacío, sino que están íntimamente conectadas a los contenidos propios de los ejes temáticos de los tres subsectores de Ciencias: Biología, Física y Química, siendo a su vez transversales a cada área (DEMRE, 2015). De acuerdo al DEMRE (2015), algunas Habilidades de Pensamiento Científico incluyen, por ejemplo: • • • • • • •

La formulación de preguntas. La observación. La descripción y registro de datos. El ordenamiento e interpretación de información. La elaboración y análisis de hipótesis, procedimientos y explicaciones. La argumentación y debate en torno a controversias y problemas de interés público. La discusión y evaluación de implicancias éticas o ambientales relacionadas con la ciencia y la tecnología.

I. Observación, interpretación y pregunta de investigación Observación Es un proceso fundamental en el aprendizaje de las ciencias y es el primer paso en una investigación. Observar no es sinónimo de mirar, ya que consiste en mantener la atención puesta en un determinado objeto o fenómeno, con el objetivo de adquirir algún conocimiento sobre su comportamiento o sus características. Es importante diferenciar entre observar e interpretar. Las observaciones las hacemos a través de nuestros sentidos, de lo que directamente vemos, olemos o tocamos y las interpretaciones son elaboraciones mentales a partir de esas observaciones. Ejemplo: ciertas superficies metálicas en contacto con el aire se cubren de una capa de color rojizo y se debilitan, especialmente en ambientes húmedos. A partir de estas observaciones podemos preguntarnos a qué se debe este fenómeno y formular una posible explicación o hipótesis.

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Pregunta de investigación

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Una vez que se ejecuta la observación y se encuentra un problema de investigación, es necesario definirlo a través de una pregunta, que debe ser congruente con la realidad o el fenómeno observado y debe adherirse a la lógica.

Ciencias Plan Electivo - Química Para plantear la pregunta de investigación se debe considerar: - Que comience con un “qué”, “cómo”, “dónde”, “cuándo”, “cuál” o “para qué es”. Evitar utilizar el “por qué” ya que su respuesta puede ser muy amplia y es más difícil de contestar. - Que la respuesta no sea un simple “sí” o “no”. - Evitar preguntar por estados mentales de otras personas, por ejemplo: “¿Por qué Tolomeo pensó que la tierra está en el centro del universo?” - Evitar plantear preguntas sobre estados futuros de cosas, ya que el futuro es, por definición, inaccesible a la investigación empírica. Ejemplo: “¿Puede la biotecnología eliminar los problemas de salud pública en el próximo siglo?” - Evitar formular preguntas totalizantes, ya que son muy difíciles de resolver de manera plausible en una investigación. Por ejemplo: “¿Cuál es el sentido de la existencia?” “¿Cómo funciona el universo y sus alrededores?” Una vez formulada la pregunta de investigación, se plantea una hipótesis para dar una o más respuestas lógicas al problema, la que será sometida a experimentación para determinar si se acepta o se rechaza.

2. Predicción, inferencia, hipótesis, postulado, teoría, ley y principio Predicción Predecir es anunciar con anticipación la realización de un fenómeno o declarar precisamente lo que ocurrirá en determinadas condiciones específicas. Para que este proceso se pueda dar es necesario hacer previamente observaciones y mediciones. Ejemplo: los meteorólogos observan y miden los datos atmosféricos y pueden predecir cómo estará el tiempo de una región.

Inferencia Inferir es interpretar o explicar un fenómeno con base en una o varias observaciones. Una inferencia debe ser apoyada o comprobada con nuevas observaciones, de lo contrario se convierte en una suposición o adivinanza. Ejemplo: al encender un ventilador se corta la luz de toda la casa. Se puede inferir que el ventilador hizo un cortocircuito, pero para que esta inferencia pueda validarse es necesario realizar otras observaciones.

Hipótesis Es una respuesta provisional a una pregunta de investigación que ha sido formulada a través de la recolección de información y datos. Permite orientar el proceso de investigación y llegar a conclusiones concretas.

- Debe ser afirmativa, clara, concreta y sin ambigüedad. - Debe presentar referencias empíricas y ser objetiva para que cualquier investigador la pueda replicar, si no se trasforma en un juicio de valor. - Debe incluir los elementos de la investigación, sus variables y enfoques. - Debe ser un enunciado que se pueda someter a prueba.

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Para formular una hipótesis se deben tener en cuenta los siguientes puntos:

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Capítulo

1

Habilidades de Pensamiento Científico Ejemplo: se quiere estudiar el fenómeno de la contaminación en Santiago en los últimos 20 años. Para ello se formula la siguiente pregunta de investigación: ¿Qué efectos tiene la contaminación en la Región Metropolitana? Una hipótesis podría ser: “La contaminación ambiental en la región metropolitana produce un aumento de la incidencia de enfermedades respiratorias en la población, con respecto a zonas menos contaminadas”.

Postulado Es una expresión que presenta una verdad sin demostraciones ni evidencias, pero que es admitida aún pese a la falta de pruebas y que, a su vez, sirve de fundamento para razonamientos posteriores. La aceptación del postulado está dada por la inexistencia de otras expresiones a las que pueda referirse y por la necesidad de emplearlo en un razonamiento posterior. Por ejemplo, los postulados de la teoría de la relatividad de Einstein.

Teoría Es una explicación basada en la observación, la experimentación y el razonamiento, que ha sido probada, confirmada y apoyada por diversas pruebas científicas, aunque puede ser refutada en algún momento por la comunidad científica si aparecen pruebas que la contradigan. Un ejemplo es la teoría de la evolución por selección natural de Darwin y Wallace, que explica el origen y evolución de las especies en el planeta Tierra.

Ley Es un conjunto de reglas y normas que describen una relación constante entre dos o más variables que influyen en el comportamiento de una parte de la naturaleza. Toda ley debe estar sustentada en evidencia empírica, es universalmente aceptada por la comunidad científica y puede ser enunciada en forma verbal y/o a través de ecuaciones matemáticas. Por ejemplo: leyes de Newton, leyes de Mendel, ley de conservación de la materia, etc.

Principio

CPECH

Es un concepto o una idea fundamental que sirve de base para un razonamiento. También se le considera como una ley de tipo general, que permite regular un conjunto de fenómenos físicos, sociales o científicos.

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Ciencias Plan Electivo - Química 3. Procedimiento experimental, variable, grupo control, grupo experimental y modelo Procedimiento experimental Una vez formulada la hipótesis, el científico debe comprobar a través de un procedimiento experimental si esta es verdadera o falsa. Experimentar consiste en reproducir y observar varias veces un hecho o fenómeno que se quiere estudiar, modificando las circunstancias o variables que se consideren convenientes.

Variable Una variable es todo aquello que puede asumir diferentes valores en una investigación, desde el punto de vista cualitativo y cuantitativo. En cada procedimiento experimental se presentan variables que se quieren medir, controlar y estudiar. Estas variables deben estar identificadas antes de iniciar la investigación y ser susceptibles de medición. Por ejemplo: intensidad lumínica, temperatura, masa de un reactante, etc. Según sus características, las variables se pueden clasificar en: - Variable independiente: es aquella cuyo valor no depende de otra variable. Se denomina variable manipulada ya que se puede modificar y afectar a las otras variables. - Variable dependiente: es aquella cuyo valor cambia al manipular la variable independiente. Se denomina también variable respuesta, ya que está influenciada por los valores de la(s) variable(s) independiente(s) del sistema. - Variable controlada: es aquella que no es de interés para el estudio, pero que debe mantenerse constante entre tratamientos porque puede tener un efecto sobre la variable dependiente. Ejemplo: Si nos preguntamos cómo influye la temperatura en el crecimiento de los tomates, la temperatura es la variable independiente o manipulada por el investigador, y el crecimiento de los tomates, la variable dependiente o de interés. Para asegurarse que la diferencia en el crecimiento de los tomates se debe a la temperatura y no a otros factores, se debe mantener constante la cantidad de agua, luz y sustrato que se le da a las plantas, estas últimas corresponden a variables controladas.

Grupo control y grupo experimental

Ejemplo: Supongamos que deseamos probar un nuevo fármaco “activador cerebral” para decidir si es efectivo o no. Podríamos entonces suministrarlo a un estudiante y observar si logra mejorar su rendimiento académico. Sin embargo, esto podría resultar engañoso. Debido a que el rendimiento académico de un alumno está influido por muchos y variados factores, el hecho de que el estudiante mejorara sus notas no significaría necesariamente que el fármaco es efectivo, como tampoco implicaría que no lo es si su rendimiento se mantuviera o, incluso, empeorara.

CPECH

En un experimento controlado debemos tener dos grupos de prueba: un grupo control y un grupo experimental. El grupo control y el grupo experimental son sometidos a las mismas condiciones, modificando solamente la(s) variable(s) en estudio. De esta manera, se observan los resultados y se registran las diferencias entre ambos grupos para poder elaborar una conclusión.

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Capítulo

1

Habilidades de Pensamiento Científico Entonces, ¿cómo se puede saber si el activador cerebral funciona? Se toma, por ejemplo, un grupo de estudiantes y se divide en dos. A uno de los grupos (el grupo control) no se le aplica el activador cerebral, mientras que al otro grupo (el grupo experimental) sí se le administra el fármaco. Luego, se comparan ambos resultados. Si en el grupo experimental se observa un mejor rendimiento académico respecto del grupo de control, entonces podemos concluir que el activador cerebral es efectivo. Si, en cambio, no se aprecia una diferencia significativa entre el rendimiento del grupo control y del grupo experimental, puede concluirse que el fármaco no tiene efecto sobre el desempeño académico. Para poder llegar a esta conclusión es importante, además, tener bajo control otras variables (variables controladas) que no son de interés, pero que pueden afectar al rendimiento académico, como la alimentación y las horas de sueño, por ejemplo.

Modelo científico Es una representación mental o material que explica el comportamiento de hechos o fenómenos. Se elabora en base a los resultados de las observaciones y de la experimentación, a fin de analizar, describir, explicar y simular esos fenómenos o procesos. Por ejemplo, los modelos atómicos.

4. Resultados, interpretación de datos y conclusiones Resultados e interpretación de datos La experimentación entrega los resultados que se pueden organizar en tablas y gráficos, para ayudar a visualizar e interpretar las variaciones entre ellos. La interpretación de datos es el proceso donde los datos adquieren un sentido, entregando respuestas a las interrogantes de la investigación y comprobando si la hipótesis es correcta, para posteriormente elaborar las conclusiones.

Conclusiones

CPECH

Son las interpretaciones de los hechos observados, de acuerdo con los datos experimentales, o las recomendaciones del investigador sobre la base de los resultados. Las conclusiones establecen si los resultados apoyan o refutan la hipótesis original. Por lo tanto, una conclusión es fundamental para determinar el éxito o el fracaso de un diseño experimental. Si el experimento está bien diseñado, los resultados serán válidos y permitirán aceptar o rechazar la hipótesis. El éxito o el fracaso de la investigación no se miden por el hecho de que la hipótesis sea aceptada o refutada, ya que ambos resultados promoverán el conocimiento científico si el diseño experimental está bien planteado. Una investigación fracasa si los datos experimentales no permiten determinar si la hipótesis es válida o no.

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Ci��ci�s Pl�n El�ctivo - Química 5. Preguntas de selección múltiple Las siguientes preguntas son ejemplos de ítems tipo PSU en los que se trabajan distintas Habilidades de Pensamiento Científco. 1.

“La �ormación del petróleo se debería a la descomposición de carburos metálicos por la acción del agua. Las aguas de infltración, en contacto con los carburos metálicos contenidos en las pro�undidades del suelo, darían hidrocarburos acetilénicos de cadena corta, que se trans�ormarían en hidrocarburos saturados cada vez más complejos”. El texto anterior corresponde a A) B) C) D) E)

una conclusión. una hipótesis. una teoría. una ley. un modelo.

Habilidad de Pensamiento Científco: Distinción entre ley, teoría e hipótesis y caracterización de su importancia en el desarrollo del conocimiento científco. De�ensa: En este ejercicio, el enunciado corresponde a una hipótesis propuesta por Moissan para explicar el origen del petróleo, a partir de la observación de la presencia de este en volcanes y de su conocimiento sobre carburos y sus reacciones con agua. Una hipótesis es una explicación para cierto �enómeno, �ormulada a partir de la observación y del conocimiento disponible. Las hipótesis deben someterse a prueba para establecer conclusiones y eventualmente �ormular un cuerpo teórico basado en cuidadosa experimentación y observación, que permita explicar una parte de la realidad, al menos de �orma provisoria.

C PEC H

Alternativa: B

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Capítulo

1

Habilidades de Pensamiento Científico

2.

Hace aproximadamente 200 años atrás, Lazzaro Spallanzani, naturista y sacerdote católico, observó la posibilidad de fecundación interna en un gusano de seda; entonces, probó la fecundación interna de un mamífero, el perro doméstico. Mantuvo una hembra con agua y alimento en un cuarto cerrado; pasados trece días, la hembra dio señales de fertilidad (hinchazón de la zona genital y sangrado). Diez días después, la hembra seguía en su periodo fértil, entonces Spallanzani inyectó, con una jeringa fina, semen de un macho en el útero de la hembra. Luego de dos días, la hembra dejó de presentar señales de fertilidad y, pasados sesenta días, nacieron tres cachorros normales muy parecidos a la hembra y macho en estudio.



¿Qué etapa del método científico se describe en el párrafo anterior? A) Experimentación B) Observación C) Conclusión D) Hipótesis E) Teoría

Habilidad de Pensamiento Científico: Identificación de teorías y marcos conceptuales, problemas, hipótesis, procedimientos experimentales, inferencias y conclusiones, en investigaciones científicas clásicas o contemporáneas. Defensa: Dentro de las alternativas del ejercicio están: experimentación, observación, conclusión, hipótesis y teoría. Estos conceptos hacen referencia a etapas del método científico. Lo que se describe en el texto es el proceso de experimentación que realizó Lazzaro Spallanzani para probar la fecundación interna en un mamífero (alternativa A correcta). En el comienzo del enunciado se hace referencia a que el investigador observa la posibilidad de fecundación interna en un gusano de seda, pero no se ahonda más en el tema, siendo la mayor parte del texto una descripción de los pasos experimentales seguidos por el investigador, por lo que podemos descartar la alternativa B. En el texto no se explicita la hipótesis que Spallanzani somete a prueba, por lo que se descarta la alternativa D. Tampoco se describen conclusiones con respecto al experimento, por lo tanto, se descarta C. Y por último, el enunciado no corresponde a una teoría, ya que una teoría es una explicación para un conjunto amplio de fenómenos, que puede incluir una o más hipótesis y/o leyes.

CPECH

Alternativa: A

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Ciencias Plan Electivo - Química 3.

La ley de gravitación universal de Newton, en conjunto con las leyes de Kepler, permiten explicar en la mayoría de los casos el movimiento de los cuerpos en el universo. Sin embargo, existen algunas situaciones en que estas leyes no logran dar una explicación correcta del movimiento de un planeta, como sucede, por ejemplo, en la “anomalía en el avance del perihelio de Mercurio”, en la cual se tiene que la órbita de traslación de Mercurio alrededor del Sol cambia periódicamente. Respecto a lo anterior, es correcto inferir que A) B) C) D) E)

este conjunto de leyes es válido para todos los cuerpos del universo, excepto para Mercurio. las mediciones astronómicas realizadas de la órbita de traslación de Mercurio deben ser erróneas, dado que una ley es siempre válida, en cualquier contexto. si bien este conjunto de leyes permite explicar el movimiento de la mayoría de los cuerpos en el espacio, tiene un ámbito de validez, fuera del cual sus alcances son limitados. este conjunto de leyes solo logra predecir el comportamiento de los planetas más pequeños que Mercurio; para los demás aún no existe explicación. este conjunto de leyes fue establecido en base a antiguas mediciones astronómicas inexactas, por lo que son incorrectas.

Habilidad del Pensamiento Científico: Identificación de las limitaciones que presentan modelos y teorías científicas que persiguen explicar diversas situaciones problema. Defensa: Una ley es un conjunto de reglas y normas que describen una relación constante entre dos o más variables que influyen en el comportamiento de una parte de la naturaleza, que ha sido ampliamente verificada de manera experimental por la comunidad científica a través del tiempo. Por este motivo, el estudiante podría pensar que la alternativa correcta es B. Sin embargo, las leyes pueden estar limitadas en su ámbito de acción, fuera del cual ya no se cumplen necesariamente. Según se logra deducir del enunciado de la pregunta, la ley de gravitación de Newton, junto con las leyes de Kepler, tendrían un ámbito de validez dentro del cual permiten explicar correctamente el movimiento de los cuerpos en el espacio, pero fuera del cual no serían completamente válidas, por lo que no lograrían dar explicación a ciertos fenómenos, como en el caso de la anomalía en el movimiento de traslación de Mercurio.

CPECH

Alternativa: C

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Capítulo

1

Habilidades de Pensamiento Científico

4.

La ley de la conservación de la masa establece que la cantidad de materia en una reacción química debe ser igual en los reactantes y en los productos. Para verificar esta ley, un estudiante realiza un experimento que involucra masar una cierta cantidad de aluminio, y luego agregarlo a un tubo de ensayo abierto que contiene una masa conocida de un ácido. Al cabo de un tiempo, se da cuenta de que ocurre una reacción química, ya que el aluminio en el tubo comienza a burbujear y a emitir gas. Al masar finalmente el tubo de ensayo se percata que obtuvo menos cantidades de producto de las que cabría esperar teóricamente.



Con respecto al texto, podemos inferir que la ley de conservación de la masa se cumple A) B) C) C) D)

solo de forma teórica. solo para algunas reacciones. solo en reacciones que no involucren productos gaseosos. bajo condiciones de temperatura y presión bien definidas. siempre y cuando se realicen correctamente los pasos experimentales.

Habilidad de Pensamiento Científico: Explicación de la importancia de teorías y modelos para comprender la realidad, considerando su carácter sistémico, sintético y holístico, y dar respuesta a diversos fenómenos o situaciones problema. Defensa: Como se señala en el enunciado, la ley de conservación de la masa establece que la masa de los reactantes debe ser igual a la masa de los productos en una reacción química. Como se trata de una ley, podemos entender que ha sido ampliamente verificada de manera experimental por la comunidad científica para distintas reacciones. Sin embargo, el estudiante no logra verificarla en el experimento. De acuerdo a la ley, se esperaría que la suma de la masa del aluminio y del ácido que reaccionan sea la misma que la masa de los productos que se obtienen, incluyendo los gases generados. Como la reacción se lleva a cabo en un tubo abierto, el gas se libera al ambiente, y al masar los productos finales, esa masa de gas no está siendo considerada. Es por eso que el estudiante no puede comprobar la ley, es decir, porque sus pasos experimentales no son correctos. Si realizara el procedimiento en un sistema cerrado de modo de poder masar el gas también, podría verificarla.

CPECH

Alternativa: E

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Ci��ci�s Pl�n El�ctivo - Química 5.

El crossing over es el intercambio de segmentos de ADN entre cromosomas homólogos. Al estudiar este �enómeno, Al�red Sturtevant propuso que la probabilidad de crossing over de dos genes puede ser utilizada para estimar la distancia entre ellos en un cromosoma. Así, Sturtevant usó el porcentaje de combinaciones nuevas observadas como una medida directa de la distancia entre genes y encontró que las distancias genéticas medidas en unidades de porcentaje de crossing over eran aditivas, es decir, distancia AB + distancia BC = distancia AC. En la siguiente tabla se muestran los porcentajes de recombinación entre los genes X, Y y Z, que se encuentran en el mismo cromosoma. Par de genes

Porcentaje de crossing over 1,3

XY

32,6

XZ

33,9

YZ

Siguiendo el razonamiento de Sturtevant, ¿cuál de los siguientes diagramas representa mejor una predicción de la distancia entre los genes X, Y y Z en el cromosoma?

A) B) C)

0 X

1,3 Y

33,9 Z

0 X

1,3 Y

32,6 Z

0 1,3 Y X

33,9 Z

D) E)

0 1,3 Y X 0 Y

32,6 Z 32,3 33,9 X Z

Habilidad del Pensamiento Científco: Procesamiento e interpretación de datos y �ormulación de explicaciones, apoyándose en los conceptos y modelos teóricos. De�ensa: Como se señala en el enunciado, según Sturtevant, se puede usar el porcentaje de recombinación o crossing over entre genes de un mismo cromosoma como una medida directa y aditiva de la distancia entre estos genes. En la tabla se muestra que los genes X e Y tienen un porcentaje de recombinación de 1,3%, los genes X y Z tienen un 32,6%, y entre Y y Z hay un 33,9% de probabilidad de recombinación. Los genes más alejados serán Y y Z, con 33,9 unidades. Por lo tanto, podemos ubicarlos como se muestra en el diagrama a continuación. 0 Y

33,9 Z

Por la tabla sabemos, además, que X está separado de Y por 1,3 unidades y de Z, por 32,6 unidades, por lo tanto, debe ubicarse entre los otros dos genes: 33,9 Z

En defnitiva, podemos ver que la aditividad señalada por Sturtevant se cumple, ya que si sumamos la distancia entre Y y X ( 1,3) con la distancia entre X y Z (32,6), obtenemos la distancia entre Y y Z (33,9). Alternativa: C

C PEC H

0 1,3 Y X

19

Capítulo

1

Habilidades de Pensamiento Científico 6.

A comienzos del siglo XVIII una de las explicaciones al fenómeno de la reflexión de la luz consideraba que esta se componía de diminutas partículas materiales, que viajaban a alta velocidad, en trayectoria rectilínea, y que al chocar con un objeto presentaban colisiones perfectamente elásticas, tal como se muestra en la siguiente figura.

Figura 1. archivo Cpech

La descripción hecha en el texto anterior corresponde a A) B) C) D) E)

una teoría. un modelo. un postulado. una ley. un principio.

Habilidad de Pensamiento Científico: Explicación de la importancia de teorías y modelos para comprender la realidad, considerando su carácter sistémico, sintético y holístico, y dar respuesta a diversos fenómenos o situaciones problema. Defensa: En ciencias se denomina “modelo” a la representación matemática o grafica de la realidad utilizada para describir el funcionamiento de una determinada parte del universo, o para plantear un problema, normalmente de manera simplificada y desde un punto de vista matemático o físico.

CPECH

Alternativa: B

20

Ciencias Plan Electivo - Química 7.

La concentración es una medida de la cantidad de un soluto que se disuelve en un disolvente. A un alumno se le pide realizar el siguiente experimento: adicionar gradualmente una determinada cantidad de sal a una disolución de sal en agua, cerciorándose de que se disuelva. Posteriormente, debe agregar gradualmente una determinada cantidad de agua. Finalmente, grafica cómo ha variado la concentración de la disolución en el tiempo. ¿Cuál opción representa mejor la gráfica de la experiencia?

B) Concentración

Concentración

A)

Tiempo

Tiempo

D)

Concentración

Concentración

C)

Tiempo

Tiempo

Concentración

E)

Tiempo

Habilidad de Pensamiento Científico: Explicación de la importancia de teorías y modelos para comprender la realidad, considerando su carácter sistémico, sintético y holístico, y dar respuesta a diversos fenómenos o situaciones problema. Defensa: Al tener una disolución e ir agregando paulatinamente el mismo soluto, cerciorándose de que se ha disuelto, la concentración de la disolución aumentará progresivamente. Si luego se agrega agua, la concentración disminuirá.

CPECH

Alternativa: E

21

Capítulo

1

Habilidades de Pensamiento Científico

8.

El uso de anticonceptivos orales combinados (estrógenos + progesterona) se ha relacionado con un menor riesgo de cáncer de ovario. Con relación a esto, un grupo de investigadores entrevistaron a 767 mujeres diagnosticadas con cáncer de ovario, y a 1367 mujeres “control”. En cada caso se les preguntó si habían usado anticonceptivos orales y la marca usada. A partir de la información sobre la marca de los anticonceptivos, se obtuvieron los datos sobre los niveles de estrógenos y progesterona que contenían, clasificando las píldoras como de “alta dosis” o “baja dosis”. Además, las mujeres fueron consultadas por su edad, número de embarazos, grupo étnico y antecedentes familiares de cáncer de ovario, para poder controlar estos factores que también se relacionan con la probabilidad de desarrollar esta patología.



Con respecto a esta investigación, ¿cuál de las siguientes preguntas se busca responder? A) B) C) D) E)

¿Cómo aumenta el riesgo de cáncer de ovario con la edad? ¿Hay diferencias entre grupos étnicos en el riesgo de cáncer de ovario? ¿Cuál es la dosis de estrógenos y progesterona más efectiva para reducir el riesgo de cáncer de ovario? ¿Las píldoras compuestas solo por estrógenos son más o menos efectivas para reducir el riesgo de cáncer de ovario? ¿Qué efecto tienen los embarazos en el riesgo de desarrollar cáncer de ovario?

Habilidad de Pensamiento Científico: Identificación de teorías y marcos conceptuales, problemas, hipótesis, procedimientos experimentales, inferencias y conclusiones, en investigaciones científicas clásicas o contemporáneas.

Defensa: Como se señala en el enunciado, los investigadores entrevistaron a dos grupos de mujeres, con y sin cáncer de ovario, sobre su uso de anticonceptivos, enfocándose específicamente en la dosis (alta o baja) de hormonas presente en ellos. Por lo tanto, podemos deducir que el objetivo de los investigadores es evaluar si la dosis de hormonas en los anticonceptivos influye en el efecto de reducción del riesgo de cáncer de ovario que se ha reportado previamente. Para ello los investigadores deberían comparar la proporción de mujeres que usan anticonceptivos de alta y baja dosis en el grupo con cáncer de ovario y en el grupo sin cáncer de ovario. En el enunciado también se señala que las mujeres fueron consultadas sobre su edad, número de embarazos, raza y antecedentes familiares de la enfermedad. Sin embargo, estos factores no son el foco de la investigación, sino que, como se señala, solo se busca controlarlos, puesto que ya se había reportado previamente que influyen en la probabilidad de desarrollar cáncer de ovario (alternativas A, B y E incorrectas). La alternativa D es incorrecta, puesto que no se menciona que los investigadores hayan evaluado el uso de anticonceptivos compuestos solo por estrógenos. Por el contrario, “alta dosis” y “baja dosis” corresponden a niveles de estrógenos y progesterona, dado que se trata de anticonceptivos combinados. Además, las píldoras anticonceptivas suelen estar compuestas por una combinación de estrógenos y progestágeno, o solo por progestágeno, pero no solo por estrógenos.

CPECH

Alternativa: C

22

Ciencias Plan Electivo - Química

Esquema de síntesis

EL MÉTODO CIENTÍFICO

Antecedentes Ley, principio Duda, pregunta, problema Reformulación

Hipótesis Teoría

Revisión

Diseño experimental

Experimentación, observación, recolección de datos Resultados

Generalización

Repetición

Evaluación de los resultados Conclusiones

Aceptación de la hipóteis

Publicación

CPECH

Rechazo, refutación

23

24

CPECH

Capítulo 2 Fenómen� nucleares

Objetivos Esperados Aprendizajes

� � � �

Distinguir Distinguir los los di�erentes di�erentes tipos tipos de de emisiones emisiones radiactivas radiactivas yy sus sus propiedades. propiedades. Aplicar Aplicar elel concepto concepto de de vida vida media media de de desintegración desintegración radiactiva. radiactiva. Reconocer Reconocer los los principales principales benefcios benefcios de de lala utilización utilización de de tecnologías tecnologías nucleares. nucleares. Reconocer Reconoceryy evaluar evaluar los los riesgos riesgos para para elelser ser humano humano de de las las emisiones emisiones radiactivas. radiactivas.

Capítulo

2

Fenómenos nucleares 1. Núcleo atómico El núcleo es la porción central del átomo que contiene protones (partículas positivas, p+) y neutrones (partículas neutras, n0). Alrededor del núcleo giran los electrones (partículas negativas, e-). Un átomo puede caracterizarse por sus números atómico y másico. El número atómico (Z) corresponde al número de protones contenidos en su núcleo e identifica al elemento. El número másico (A) es la suma del número de protones y de neutrones, según la expresión: A = p++ n0 Como podemos apreciar con la expresión anterior, el número másico aumenta a medida que se incrementa la cantidad de protones, que también conlleva un aumento de los neutrones en el núcleo con el fin de proporcionar estabilidad. Por último, cabe destacar que los elementos que poseen número atómico mayor a 83 son considerados radiactivos. Tabla1: Propiedades de las partículas subatómicas

Partícula Protón

1

Neutrón

1

Electrón

Masa (g)

Masa (uma)

Carga (C)

Unidades de carga eléct.

p

1,673 x 10–24

1,0073

1,602 x 10-19

+1

n

1,675 x 10–24

1,0087

0

0

e

9,109 x 10–28

5,4858 x 10–4

–1,602 x 10–19

–1

Símbolo

1

0 0

-1

2. Isótopos Son aquellos átomos de un mismo elemento que contienen distinto número de neutrones en su núcleo y el mismo número de protones. La mayoría de los elementos está formada por dos o más isótopos naturales; es así como el estaño (Sn) está constituido por una mezcla de 10 isótopos diferentes, en tanto que solo 21 de los 90 elementos que se hallan en la naturaleza, están conformados por un solo tipo de átomos, entre ellos el berilio (Be) y el sodio (Na).

1 electrón 1

H (protio)

1 protón

1

1 electrón 2

H (deuterio)

1 protón 1 neutrón

1

1 electrón

CPECH

1 protón 2 neutrones

26

3

H (tritio)

1

Figura 2. Isótopos de H. (Archivo Cpech)

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química 3. Masa atómica En general, la masa de los átomos está dada por la masa de su núcleo. Cuanto mayor es la cantidad de partículas positivas (protones) que contenga, mayor será su masa. Como la masa de los átomos es muy pequeña, resulta imposible medir la masa individual de uno de ellos en una balanza común; tampoco sirven las unidades de masa tradicionales, como el kilogramo o el gramo, ya que son muy grandes para aplicarlas a escala atómica. 300 masa atóm ica (u.m .a)

250 200 150 100 50

01

7 13

19 31 37 43 49 55 61 67 73 79 85 91 97 103 109 nº atómico (Z)

Figura 3. Variación de la masa atómica en función de Z. (Archivo Cpech) Es así que para medir la masa de los átomos, se emplea otra unidad llamada unidad masa atómica (UMA) y que se defne como la doceava (1/12) parte de la masa del átomo de carbono-12. En la actualidad, la masa atómica o molecular de las sustancias se puede calcular con gran exactitud, utilizando un instrumento llamado espectrómetro de masas . Con este instrumento se ha calculado que el átomo natural más liviano que existe es el hidrógeno- 1 que tiene una masa igual a 1,7 x 10-24 g, equivalente a 1uma, en tanto, que el de masa mayor es el de uranio-238 con 4,1 x 10-22 g.

3. 1 Masa atómica promedio Es la suma de los productos de las masas atómicas de los isótopos multiplicadas por los porcentajes de abundancias correspondientes.

Masa atómica =

(Masa isótopo 1 • % abundancia de 1) + (Masa isótopo 2 • % abundancia de 2) + (Masa isótopo i • % abundancia de i) 100

Ejemplo: El átomo de cloro, 17Cl, tiene dos isótopos con masas atómicas 35 uma y 37 uma. Los porcentajes de abundancias respectivos son 75,4% y 24,6%. Calcule la masa atómica promedio.

(35 • 75,4) + (37 • 24,6) 100

= 35,49 uma

C PEC H

Masa promedio =

27

Cap ítul�

2

Fenómeno nucleares 4. Emisiones radiactivas Entre 1896 y 1903, los cientí�cos descubrieron que no todos los elementos radiactivos emiten las mismas radiaciones. Algunos emiten radiaciones más potentes que otros, cada una de las cuales trans�orma el núcleo de distinta manera. Cuando la radiación de la muestra de un elemento radiactivo, como el radio (Ra), se somete a la acción de un campo magnético, se determina la existencia de tres tipos de emisiones radiactivas: partículas al�a, partículas beta y rayos gamma.

4. 1 Partículas alfa (α) Son un fujo de partículas con carga positiva (+). Están �ormadas por dos protones y dos neutrones, lo que 4 equivale a núcleos de átomos de helio ( 2 He). Debido a que la masa y el volumen de las partículas α son relativamente elevados, estas radiaciones viajan a una velocidad menor que las radiaciones β o γ , por lo tanto, tienen un poder de penetración bajo . Además, estas partículas chocan �ácilmente con las moléculas de aire y en cada choque pierden parte de su energía, hasta quedar detenidas o ser absorbidas por algún otro núcleo en su camino. Al mismo tiempo, si las partículas chocan con los electrones peri�éricos de un átomo, estos pueden ser arrancados por ellas, provocando que el átomo se ionice. En consecuencia, las partículas α tienen gran poder ionizante . Cuando un núcleo emite una partícula α, su número atómico disminuye en dos unidades y su número másico disminuye en cuatro unidades (Ley de Soddy).

U → α + Th

235

4

231

92

2

90

4.2 Partículas beta (β) 0

Son electrones (carga negativa) lanzados, a altas velocidades, desde un núcleo inestable y equivalen a -1β. Las partículas β son 7.000 veces más pequeñas que las al�a y viajan a una velocidad cercana a la de la luz, condición que les permite atravesar la malla de núcleos y electrones de algunas clases de materia. En suma, poseen un poder de penetración medio, pero mayor que el de las partículas α. Los electrones no existen en el núcleo, ellos se �orman a partir de un neutrón (en núcleos inestables) de acuerdo con la reacción: neutrón → protón + electrón (β) + neutrino Cuando un núcleo emite una partícula β, su número atómico aumenta una unidad y su número másico no se ve a�ectado (Ley de Fajans).

P→ β + S

32

0

32

15

-1

16

C PEC H

4.3 Rayos gamma (γ)

28

Son ondas de luz, es decir, son un tipo de radiación electromagnética de gran contenido energético. No tienen carga eléctrica por lo que �rente a un campo eléctrico no su�ren desviación. Su peligrosidad radica en que son altamente mutagénicas para las células vivas, debido a su alto poder de penetración.

Ciencias Plan Electivo - Química Radiactividad p n p n

Alfa

Núcleo Gamma

Beta

Figura 4. Tipos de emisiones radiactivas. (Archivo Cpech) El poder ionizante de las emisiones radiactivas varía en sentido inverso al poder de penetración. De este modo, las radiaciones a poseen una bajísima capacidad de penetrar la materia, pero un altísimo poder de ionización. Se ha calculado que su poder ionizante es 100 veces superior al de la radiación β y estos, 100 veces superior al de la radiación γ. Tabla2: Propiedades de las emisiones radiactivas Partícula a β γ

Masa relativa

Grado de penetración

Capacidad para ionizar

Carga

4

1

10.000

+

B

5,5 x 10-4

100

100

–

h•v

0

100.000

1

0

Símbolo 4 2

He 0

-1

5. Reacciones nucleares En las reacciones nucleares, un núcleo inestable llamado núcleo progenitor, emite radiaciones en forma espontánea y se convierte en un núcleo más estable de un elemento diferente, llamado núcleo hijo. Las reacciones nucleares están determinadas por la proporción de protones y neutrones de un núcleo y se deben a la transformación mutua entre las partículas nucleares. Los núcleos de gran masa que tienen un número atómico mayor que 83, presentan características radiactivas ya que la fuerza de repulsión entre los protones enlazados en la región central del átomo tiende a superar la fuerza que permite que el núcleo se mantenga unido. Para estabilizarse, liberan partículas a , es decir, partículas formadas por dos protones y dos neutrones, transformándose en núcleos de menor masa.

Se postula que un neutrón está formado por un protón y un electrón, combinación que lo hace una partícula neutra. Un núcleo con muchos neutrones fabricará entonces más protones, transformando sus neutrones en protones, con lo cual alcanzará una relación numérica entre protones y neutrones, que le otorgue mayor estabilidad.

CPECH

Si un núcleo tiene un exceso de neutrones respecto a los protones, necesita aumentar su cantidad de protones para estabilizarse. Esto se consigue transformando algunos neutrones en protones, por medio de una liberación de partículas beta ( b ) o partículas negativas.

29

Cap ítul�

2

Fenómeno nucleares En el caso de los núcleos con exceso de protones, el mecanismo para estabilizar el núcleo consiste en la transformación de protones en neutrones; así, en tanto que la cantidad de protones disminuye, la de neutrones aumenta proporcionalmente. Se postula que para que un protón se transforme en un neutrón, se debe desprender 0 de su carga positiva, liberando positrones +1e. Estas partículas tienen la misma masa de los electrones, pero su carga es positiva. Es así que un haz de positrones corresponde a radiación beta positiva (β+). 1 1

→

p

+

1

0

n

0

+1

e

Núcleo

Partícula alfa

Núcleo con dos protones y dos neutrones menos

Figura 5. Desintegración alfa. (Archivo Cpech)

6. Ecuaciones nucleares El decaimiento radioactivo se representa por medio de ecuaciones nucleares, lo que se expresa en forma general como: A

Z

→

x

A

Z

y

+ Emisión radiactiva

Núcleo formado o núcleo hijo

Núcleo radiactivo o núcleo progenitor

Cuando en una desintegración nuclear se emite una partícula alfa, se obtiene un núcleo cuyo número atómico es dos unidades menor y su número másico es cuatro unidades menor, según la siguiente ecuación: A Z

x

→

4

+

A-4

y

Z-2

2

He(α)

Cuando el núcleo radioactivo libera una partícula beta, se obtiene un núcleo cuyo número atómico es una unidad mayor y no varía su número másico. A

C PEC H

Z

30

x

→

A

y

Z+1

+

β

0 -1

Cuando hay emisión de un positrón, el núcleo hijo mantiene el número másico y su número atómico es una unidad menor respecto del número progenitor. A Z

x

→

A Z-1

y

+

0

e

+1

Ciencias Plan Electivo - Química Hay que destacar que, así como las ecuaciones químicas, las ecuaciones nucleares también deben estar balanceadas, es decir, cumplir con el principio de conservación de la masa. Cuando un núcleo se convierte en otro, la masa comprometida en el proceso debe ser la misma antes y después de la desintegración. Por lo tanto, la suma de los superíndices (número másico) y de los subíndices (número atómico) debe ser igual en ambos lados de la ecuación.

Kriptón -94 nº Neutrón

nº

nº

Uranio -235

nº

nº

nº

Bario -139

Radiación γ

Figura 6. Fisión nuclear. (Archivo Cpech)

En la tabla periódica cerca de 80 elementos son estables, es decir, están formados a lo menos por un isótopo no radiactivo, incapaz de sufrir una desintegración nuclear (carbono-12, helio-4). Los núcleos radiactivos, en cambio, pueden sufrir varias desintegraciones en sucesivas etapas, hasta lograr un núcleo estable. Así, una serie de reacciones nucleares se denomina serie radiactiva, la cual comienza con el núcleo radiactivo y termina con el núcleo estable. Una de las series radiactivas más importantes es la del uranio-238, la cual termina con el plomo-206, después de 14 desintegraciones sucesivas. Se hace necesario aclarar que las partículas a o b van acompañadas frecuentemente por radiaciones γ. Como liberan energía, los procesos de desintegración nuclear son exergónicos y comprenden una o más desintegraciones sucesivas, las necesarias para alcanzar un núcleo estable.

Tipo de radiación

Elemento

Vida media

a

Uranio-238

4,5 billones de años

b

Torio-234

24,1 días

b

Protactinio-234

1,17 minutos

a

Uranio-234

245 mil años

a

Torio-230

8 mil años

a

Radio-226

1600 años

a

Radón-222

3,8 días

a

Polonio-218

3,1 minutos

b

Plomo-214

26,8 minutos

b

Bismuto-214

19,7 minutos

a

Polonio-214

0,0002 segundos

b

Plomo-210

22,3 años

b

Bismuto-210

5,0 días

a

Polonio-210

138,4 días

Plomo-206

Estable

Tabla 3. Serie radiactiva Uranio-238

CPECH

7. Serie radiactiva

31

2 Cap ítul�

Fenómeno nucleares

Ojo con Fluorescencia es el �enómeno observado cuando una sustancia adquiere luminiscencia al recibir una radiación de una �uente externa y pierde esa luminiscencia cuando deja de recibirla (sul�ato de zinc). Las señales del tránsito presentan sustancias fuorescentes. Fos�orescencia es el �enómeno observado cuando una sustancia posee luminiscencia propia, es decir, no depende de una �uente de radiación externa. Las sustancias �os�orescentes (sales de radio) son utilizadas, por ejemplo, en pantallas de relojes.

7. 1 Elementos transuránicos El elemento de número atómico más elevado que puede ser encontrado en nuestro planeta es el uranio (de número atómico 92). En tanto, con el auxilio de reacciones nucleares, se pueden producir artifcialmente elementos de números atómicos superiores a 92. Son los denominados elementos transuránicos. En 1940, McMillan y Seaborg produjeron los dos primeros elementos transuránicos: el neptunio-93 y el plutonio-94, debido a una serie de reacciones nucleares: 238

i)

92

ii)

iii)

U

239 92

+

1 0

→

n

239

U → Np

239 93

+

93

239

Np → Pu 94

239 92

+

U 0 -1

β 0

-1

0 0

γ

β

7.2 Vida media (t1/2) La vida media es el tiempo necesario para que se desintegre la mitad de los núcleos de una muestra inicial dada. Así, la vida media del radio-226 es de 1.600 años y el del uranio-234 es de 245.000 años Ejemplo 1: 20 gramos de un isótopo radiactivo se desintegran, llegando a 5 gramos, transcurridos 16 años. ¿Cuál será el el tiempo de vida media de este isótopo? Resolución: Sea t1/2 el tiempo de vida media del isótopo considerado, entonces, 20 g iniciales

t

1/2

20 ÷ 2 = 10 g

2t

1/2

16 años

C PEC H

Si

32

t

1/2

2t

1/2

= 16 años, tenemos que

= 8 años.

Por lo tanto la vida media del isótopo es de 8 años.

10 ÷ 2 = 5 g fnales

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química Ejemplo 2: Se dispone de 16 g de un isótopo radiactivo cuya vida media (t 1/2) es de 15 días. ¿Cuál será la masa residual de isótopo, después de transcurridos 60 días? Resolución: Existen dos maneras de abordar este problema. La primera, es realizar una secuencia simple: i) 16 g iniciales 4÷2=2g

15 días

16 ÷ 2 = 8 g

8÷2=4g +15 días (30 días)

4÷2=2g +15 días (45 días)

2 ÷ 2 = 1 g fnal (transcurridos 60 días)

+15 días (60 días)

La segunda �orma de resolver el problema es la siguiente: ii) El tiempo total de desintegración puede ser expresado como: t total = x períodos • t 1/2 así utilizando la expresión: 60 = x períodos • 15 x períodos=

Luego, se utiliza la expresión:

60 =4 15

Masa fnal =

Masa inicial 16 = 4 2 (x períodos) 2

Masa fnal = 1 g (transcurridos 60 días)

8. Fisión nuclear Neutrón

Se entiende por fsión nuclear la división de un núcleo pesado en dos núcleos más livianos, los que son más estables y tienen mayores energías de enlace. En este proceso se libera energía. La energía de enlace que se libera al �ormarse el nuevo núcleo coincide con la energía que hay que aportar al núcleo para separar las partículas que lo �orman.

Neutrón

Neutrón

Neutrón

Figura 7. Fisión nuclear. (Archivo Cpech)

En 1939, los químicos alemanes Otto Hahn (1879-1968) y Fritz Strassman (1902-1980) encontraron bario (Ba) en una muestra de uranio (U) que había sido bombardeada con neutrones. Trabajos posteriores confrmaron que un núcleo de uranio-235 había capturado un neutrón y su�rido fsión nuclear, es decir, el núcleo se había partido en dos. 92

1

U+ n 0

141

→

56

Ba + Kr + 3 n 92

1

36

0

Hay que destacar que la reacción de fsión produce más neutrones de los que se necesitan al inicio. En este hecho se basa la sustentabilidad de la reacción, es decir, el bombardeo con un solo neutrón produce 3 neutrones capaces de inducir otras reacciones de fsión (de otros núcleos de uranio de la muestra), que liberan a su vez 9 neutrones más, los cuales producen a su vez 9 reacciones más de fsión, produciéndose 27 neutrones, y así sucesivamente, produciendo una reacción en cadena . Los procesos de fsión nuclear se llevan a cabo en los reactores nucleares. Estas son grandes instalaciones diseñadas para trans�ormar la energía nuclear en otras �ormas energéticas, como la electricidad.

C PEC H

235

33

Cap ítul�

2

Fenómeno nucleares 9. Fusión nuclear Ocurre cuando se unen núcleos más ligeros para �ormar núcleos más pesados y más estables. Mediante este proceso se generan inmensas cantidades de energía. Una reacción típica de �usión nuclear se produce en el Sol. En el Sol, se unen dos núcleos de hidrógeno para �ormar un núcleo de helio. La �usión de los átomos de hidrógeno libera cuatro veces más energía por gramo que lo emitido en una reacción de fsión nuclear. Pero el proceso requiere también de temperaturas elevadas del orden de 10.000.000 K, condición necesaria para vencer las �uerzas de repulsión entre núcleos y lograr que se �usionen.

Figura 8. Reactor nuclear. (Wikimedia Commons)

Se piensa que la �usión pudiera ser una �uente de energía bastante prometedora a causa de la disponibilidad de isótopos ligeros y porque el proceso no elimina desechos radioactivos, es decir, no constituye una amenaza para el ambiente. No obstante lo anterior, la �usión no se usa actualmente para generar energía, debido a su inviabilidad, porque es imposible en la actualidad conseguir las temperaturas requeridas a nivel de reactor nuclear. 2 1

3

H + H 1

→

4 2

He +

Núcleos de H-2 y H-3

1 0

n + Energía

Radiación γ

2

H1

Núcleos He-4 +

Neutrón +

3

H1 Radiación γ

Figura 9. Fusión nuclear. (Archivo Cpech)

10. Efectos de la radiación en los seres vivos En general, las emisiones radiactivas causan daños a largo plazo en los seres vivos, porque su e�ecto es acumulativo, es decir, pequeñas dosis en el tiempo se trans�orman en altas dosis si no son disipadas en un sistema. En otros términos, la radiación provoca excitación o ionización de la materia.

10. 1 Excitación

C PEC H

Se produce cuando la radiación absorbida excita los electrones constituyentes de los átomos o moléculas que con�orman la materia y los mueve a estados de mayor energía.

34

10.2 Ionización Ocurre cuando la radiación arranca un electrón de una molécula o átomo, �ormándose un ion. Esta radiación se llama ionizante. Debido a que tiene una mayor �recuencia y menor longitud de onda, la radiación ionizante es

Ciencias Plan Electivo - Química dañina para la salud de los seres vivos. Es así que la radiación gamma, los rayos X y la luz ultravioleta de alta energía (UV) son ionizantes, es decir, radiaciones electromagnéticas con frecuencias mayores que 1016 Hz, y por lo tanto, con longitudes de onda del orden de los 10 nm o menos. Casi todos los tejidos vivos contienen al menos 70% de agua en masa, por lo que cuando la radiación ionizante pasa a través de un tejido orgánico, se eliminan electrones de las moléculas de agua, con lo que se forman iones H2O+ y se libera energía en el tejido. Este es el principio del horno microondas.

Sabías que... En abril de 1986, en la central nuclear de Chernobyl, norte de Ucrania, una cañería del sistema de refrigeración se rompió, originando un incendio que alcanzó dos reactores, quemando plutonio y otros combustibles nucleares. A pesar de que el incendio fue controlado, una nube radiactiva se expandió alcanzando varios países de Europa. Los efectos directos de las llamas radiactivas dañaron a centenares de personas, y los efectos de la nube radiactiva dañaron a cerca de cinco millones de personas, según la Agencia Internacional de Energía Nuclear.

Rayos gamma

1022 1020 10

18

1016

Radio FM; TV

1012 10

10

108 104 102

C. continua

0 Hz

Ópticos

1014

106 Radio AM

Efectos genotóxicos

Excitación de electrones

Efectos fotoquímicos

Térmicos

Microondas

Rotura de enlaces moleculares

Inducción de corrientes intensas

Calentamiento

No Térmicos

Luz visible

Radiación no ionizante

Rayos x

Bioefectos

Ionizantes

Frecuencia de luz

Radiación ionizante

Fuentes

Inducción de corrientes débiles

Efectos celulares diversos

Figura 10. Espectro electromagnético. (Archivo Cpech)

H2O+ + H2O → H3O+ + OH− El radical libre OH− es una molécula inestable y muy reactiva y tiene la capacidad de atacar una enorme cantidad de biomoléculas circundantes para producir nuevos radicales libres, los cuales, a su vez, atacan todavía más biomoléculas al interior de las células, modificando sus funciones vitales.

CPECH

A su vez, estos iones H2O+ pueden reaccionar con otras moléculas de agua para producir iones hidronio (H3O+) y un radical libre OH−, según la ecuación:

35

Capítulo

2

Fenómenos nucleares La transferencia de energía de las radiaciones produce daños en todas las moléculas que constituyen a los seres vivos. Son especialmente significativos los daños a las macromoléculas como el ADN y a todo el mecanismo portador de la información genética de las especies. Los daños pueden ser agudos y casi inmediatos, como, por ejemplo, quemaduras en la piel, hemorragias, diarreas o muerte si las dosis son elevadas. Pero también existen efectos tardíos, como los cánceres y los efectos en las generaciones siguientes del individuo irradiado, producto de mutaciones. Una consecuencia directa de las radiaciones acumulativas es la leucemia, un tipo de cáncer que se caracteriza por la multiplicación exagerada y descontrolada de los leucocitos y que puede producirse por exposición a ionizaciones de los tejidos vivos, entre otros factores. Para medir la energía de una cantidad dada de radiación se utilizan varias unidades, la más conocida es el Gray (Gy), que corresponde a la absorción de 1 joule (J) de energía por kilogramo de material irradiado. El Rad es la unidad de uso en medicina nuclear, donde 1 Gy = 100 Rad. Para expresar el daño biológico en términos de la cantidad real de radiación absorbida, se utiliza el Rem o el Sievert (Sv), donde 1 Sv = 100 Rem. Tabla 4: efectos de la radiación Dosis (Sv)

Efecto biológico

0 – 0,25

No hay efecto aparente

0,25 – 0,49

Disminución temporal del número de leucocitos

0,5 – 0,99

Disminución importante de glóbulos blancos

1 – 1,99

Náuseas, caída del cabello

2–5

Hemorragias internas y posible muerte

+5

Muerte rápida en menos de dos semanas

11. Utilización de la energía nuclear La inmensa energía que pueden generar las partículas radiactivas ha despertado toda clase de intereses en el ser humano, desde el uso pacífico de la energía nuclear hasta el uso con fines bélicos y terroristas. A continuación se describen estos usos.

11.1 Uso pacífico a. Reactores nucleares Se emplean para producir energía eléctrica mediante el proceso de fisión nuclear, ya que se utiliza el calor producido por una reacción en cadena controlada al interior del reactor. El reactor nuclear es un sistema construido para controlar la energía que se produce en la reacción en cadena y que impide el aumento indefinido de las fisiones. El combustible nuclear utilizado en los reactores nucleares es el uranio natural. Un gramo de uranio produce energía equivalente a 2.500 kg de carbón.

CPECH

El aspecto negativo de un reactor nuclear es el desecho radiactivo que produce, ya que actualmente no hay método de reciclaje, por lo cual se los debe almacenar en tambores blindados con plomo y enterrados a profundidades en el suelo, esperando a que se extinga su radiactividad remanente.

36

Además, pueden ocurrir desastres nucleares ocasionados por accidentes o por atentados terroristas hacia los reactores nucleares. Esto pone de manifiesto el potencial peligro de tener cerca de una ciudad un reactor nuclear. En Sudamérica la tecnología nuclear también está presente, ya que Argentina y Brasil tienen más de tres reactores nucleares que utilizan para diversos fines. Uno de ellos es la generación de energía eléctrica. En Chile también hay reactores nucleares, pero a pequeña escala y es con fines de investigación y de utilización médica, para producir reactivos de diagnóstico utilizados en medicina nuclear.

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química b. Usos médicos de la radiación El uso de la radiación en medicina puede ser con propósitos de diagnóstico (rayos X o exámenes de medicina nuclear) y para el tratamiento de distintos tipos de cánceres, que usan radioisótopos como el cobalto-60 .

c. Uso en agricultura Los isótopos naturales y radiactivos son muy utilizados en investigaciones agrícolas, por ejemplo, para determinar las condiciones necesarias para optimizar la e�ciencia del uso de agua y �ertilizantes. También se utiliza para provocar mutaciones en especies vegetales y así desarrollar nuevas variedades hortícolas con características mejoradas. Además, se le emplea para controlar plagas de insectos, irradiando machos de la especie en cuestión para producir descendencia estéril, que con el tiempo va a hacer disminuir la población del insecto plaga (ej emplo: mosca de la �ruta / Ceratitis capitata)

d. Irradiación de alimentos La irradiación de los alimentos con pequeñas dosis inocuas de radiación produce una disminución de la carga microbiana en los alimentos. Esto genera mayor duración de los alimentos, eliminación de parásitos en las carnes, retrasar la brotación de tubérculos y raíces y retrasar la maduración de �rutas. Figura 11. Momia. (Wikimedia Commons)

e. Datación arqueológica

La mayor utilidad que se le otorga hoy en día a los isótopos es el método del carbono-14, en la datación arqueológica. Todo elemento orgánico que posea carbono en su estructura es susceptible de ser datado en su antigüedad a través de este método, una vez que este organismo esté muerto. Esto se debe a que su concentración de C-14 comienza a decaer en �orma muy lenta. Esto se refeja principalmente en piezas óseas. Se excluyen por lo tanto elementos de piedra, objetos de or�ebrería y otros adminículos o herramientas creadas por el hombre donde no esté presente el carbono como estructura orgánica. El carbono -14, se �orma por la acción de los rayos cósmicos sobre el nitrógeno atmos�érico, lo que corresponde a la siguiente ecuación: 14 1 N+ 0 n 7

14 1 C + 1H 6

El carbono-14, al mezclarse con los demás gases de la atmós�era, �orma 14CO2 (dióxido de carbono radiactivo). Cuando los vegetales �jan este gas radiactivo en su estructura mediante la �otosíntesis, incorporan este isótopo.

Cuando la planta o animal muere, deja de intercambiar materia y energía con el ambiente, por lo cual el contenido de carbono–14 presente en su estructura orgánica, comienza a disminuir a través de sucesivas desintegraciones nucleares. Los átomos que se desintegran no son sustituidos, ya que el elemento se trans�orma en nitrógeno–14, que es estable, liberándose en este proceso de trans�ormación partículas beta, según se expresa en la siguiente ecuación: 14 C 6

14 0 N + - 1β 7

C PEC H

Posteriormente, a través de la cadena tró�ca, la totalidad de los seres vivos, asimilan y �jan un contenido determinado de este isótopo radiactivo durante todo su periodo de vida.

37

Cap ítul�

2

Fenómeno nucleares • Vida media del C-14: Como se señaló anteriormente, la vida media corresponde al tiempo necesario para que la mitad de los átomos de una determinada muestra su�ra desintegración nuclear. La vida media del carbono– 14 es de 5730 años. Un gramo de carbono natural emite entre 12 y 13 partículas beta por minuto. Transcurridos 5730 años de la muerte del organismo, la cantidad de C–14 se reduce a la mitad de la que había inicialmente. Por lo cual, después de 2 periodos (11460 años) de semidesintegración, quedará la cuarta parte de la cantidad original, luego de 3 periodos (17190 años) la octava parte, y así sucesivamente. Cuanto menor es la cantidad de C– 14 remanente en el organismo muerto, más antiguo es. rayo cósmico átomos de nitrógeno - 14 átomos de carbono - 14

protón

molécula de oxígeno (O2) molécula de

dióxido de carbono (CO2)

Tomado por las plantas

5.730 años

16 átomos de carbono- 14

11.460 años

8 átomos de carbono- 14 4 átomos de carbono-14

17.190 años

2 átomos de carbono- 14

Figura 12. Carbono- 14. Producción y absorción. (Archivo Cpech) Otro isótopo radiactivo para �echar objetos de periodos de tiempo no tan antiguos, es el plomo– 210 cuya vida media es de 22 años. Es empleado para determinar la antigüedad de elementos inorgánicos a base de plomo como pinturas en obras de arte, monedas, vasos y cerámica china y por supuesto balas de cañón y armas encontradas en nau�ragios de siglos anteriores.

11.2 Uso bélico: bombas atómicas Son una de las invenciones más ne�astas de la historia de la humanidad. Las armas nucleares utilizan el principio de la fsión nuclear para liberar una enorme cantidad de energía y calor. La potencia de las bombas atómicas se mide en kilotones (kt), que equivale a 1.000 toneladas de T.N.T. , o bien se puede expresar en megatones (Mt), que equivale a 1.000.000 de toneladas de T.N.T.

C PEC H

La bomba atómica lanzada en Hiroshima y Nagasaki tenía un poder destructivo de 12 kilotones . En la actualidad las armas nucleares que existen tienen un poder mínimo de 10 megatones, es decir, su poder destructivo es enorme comparado con las primeras bombas atómicas.

38

Ciencias Plan Electivo - Química Las armas nucleares son empleadas por las distintas potencias mundiales como un medio disuasivo contra posibles ataques enemigos. El problema radica en la posibilidad de que determinados gobiernos o grupos terroristas utilicen esas armas en contra de la humanidad o cierto grupo étnico con fines destructivos.

12. Posibilidades futuras de la energía atómica: transmutación nuclear artificial Es la transformación de un elemento en otro, mediante el bombardeo de partículas atómicas al núcleo de un átomo. Para producir esta reacción se utilizan los aceleradores de partículas, que son enormes instrumentos con conductos circulares o lineales por los cuales se transportan y aceleran las partículas o proyectiles nucleares, forzándolos a seguir una trayectoria determinada, en espiral o línea recta, con el fin de aumentar su energía cinética. Cuando las partículas alcanzan la energía necesaria para provocar la reacción nuclear, son conducidas fuera del instrumento para hacer la colisión con el núcleo blanco. Con estos métodos, los científicos han logrado sintetizar elementos más pesados que el Uranio, a los cuales han llamado transuránicos, y también han descubierto una amplia variedad de otras subpartículas nucleares. Durante el siglo pasado se descubrieron más de doscientas nuevas partículas, las cuales son más pequeñas que los protones y neutrones, algunas de vida efímera. Entre ellas, las más importantes son los leptones y de varios tipos: electrones, neutrinos y muones. También están los hadrones, que agrupan a protones, neutrones, piones y mesones. Se postula que cada hadrón está formado a su vez por partículas más pequeñas que se denominan quarks. Estas partículas subatómicas son la base estructural de la antimateria.

Ojo con Desde 1932, se sabe que el núcleo de los átomos está formado por protones y neutrones, identificados en la época como partículas elementales (indivisibles). En el inicio de la década de los 70, quedó en evidencia que esas dos partículas, a su vez, también tenían estructura interna, y son constituidas por partículas menores llamadas “quarks”.

CPECH

Actualmente se han identificado 6 tipos de quarks. El up y el down son los más comunes y forman los protones y los neutrones. El strange, el charm, el bottom (descubierto en 1978) y el top (descubierto en 1995) completan la lista de los quarks conocidos actualmente.

39

Capítulo

2

Fenómenos nucleares

Actividades 1. El oxígeno, presenta tres isótopos en la naturaleza, cuyas masas y abundancias relativas se muestran en la siguiente tabla Isótopo

Abundancia (%)

Masa (uma)

O

99,76

15,9949

O

0,03

16,9991

O

0,21

17,9991

16 17 18

Calcula la masa atómica promedio del O.

2. Completa la siguiente serie radiactiva

b b 230 a Pa → U → Np → Pu →

→

b

a a Rn → Po → Pb

→

230 91

a → → Th → 88 Ra

b

206 83

a b Bi → Ti →

a a → Ac → Fr → At

3. Completa las siguientes reacciones nucleares indicando la partícula o el elemento que falte en cada caso. Además indica si la reacción es de fusión o de fisión. a)

252 98

b)

238 92

c)

239 94

259

Cf + 105B → ________+ 103Lr U +________ → 4 10n + Pu →

2

3

246 98

Cf

235 92

U +________ 4

d) 1H + 2He → 2He +________ 144

90

1

e) ________+ 10n → 56Ba + 36Kr + 2 0n

4. El fósforo 32 es un isótopo radiactivo con una vida media de 14,3 días. Un bioquímico tiene un frasco que contiene un compuesto de fósforo-32.

CPECH

a) Si el compuesto se usa en un experimento 5,5 días después que el compuesto se preparó, ¿qué fracción queda del isótopo radiactivo presente originalmente?

40

b) Supón que la muestra en el frasco contenía originalmente 0,28g de fósforo-32. ¿Cuántos gramos quedan después de 5,5 días?

C�pítulo 3 Cinética química

Objetivos

� �

Verifcar que en una reacción química se establece un equilibrio entre sus participantes. Representar la expresión utilizada para describir un equilibrio.

C�p ítulo

3

Cinética química 1. Cinética química Una observación, aun super�cial, permite constatar que ciertas reacciones químicas son instantáneas, mientras que otras se desarrollan con extremada lentitud. Así también, hay reacciones que se disparan en su inicio y luego se desarrollan mucho más lentamente, otras, por el contrario, empiezan con lentitud para acelerarse más tarde. La cinética química pretende estudiar el tiempo y la velocidad en las reacciones químicas como también ver los �actores que las infuyen. La velocidad de una reacción es el cambio en la concentración de un reactivo que se consume o de un producto que aparece con respecto al tiempo. Se mide en unidades de M/s (Molar/ segundos). Para una reacción A→B La velocidad puede expresarse como velocidad = -D [A] Dt

o

velocidad = D [B] Dt

Donde D [A] y D [B] son los cambios en la concentración (molaridad) en un determinado periodo Dt (tiempo). Debido a que la concentración de A disminuye durante el intervalo de tiempo, D [A] es una cantidad negativa.

1. 1 Ley de velocidad La ecuación cinética o ley de velocidad expresa la relación de la velocidad de una reacción con la concentración inicial de los reactivos, elevados a alguna potencia. Para una reacción aA + bB → cC + dD La ley de velocidad se expresa V = k [A]x [B]y Donde k es una constante de proporcionalidad llamada constante de velocidad, y x e y son números enteros denominados órdenes parciales de reacción. Estos números se determinan experimentalmente y no necesariamente son iguales a los coe�cientes estequiométricos a y b, aunque en algunas ocasiones pueden coincidir.

1.2 Orden de reacción

C PEC H

Los órdenes parciales de la reacción son las potencias a las cuales están elevadas las concentraciones de los reactivos en la ecuación cinética. La suma de los órdenes parciales nos da el orden total de la reacción. En este capítulo estudiaremos reacciones químicas de primer y segundo orden.

42

Ciencias Plan Electivo - Química 1.2.1 Reacciones de primer orden Corresponden a reacciones cuya velocidad depende de la concentración de un reactivo elevada a la primera potencia. v=

-D [A] = k [A] Dt

1.2.2 Reacciones de segundo orden Corresponden a reacciones cuya velocidad depende de la concentración de uno de los reactivos elevada a la segunda potencia, o de la concentración de dos reactivos diferentes, cada uno elevado a la primera potencia. v=

-D [A] -D [A] = k [A]2 o v = = k [A] [B] Dt Dt

El orden de una reacción se determina experimentalmente, como lo veremos en el siguiente ejemplo. Para la reacción aA + bB → cC + dD se han obtenido experimentalmente los siguientes resultados a una temperatura determinada. Experiencia

[A] (M)

[B] (M)

Velocidad inicial (M/s)

1

0,064

0,022

2,6 x 10-2

2

0,064

0,044

5,2 x 10-2

3

0,128

0,022

0,10

Comparando las experiencias 1 y 2 observamos que al duplicar la concentración de B a una concentración constante de A, la velocidad se duplica. Esto indica que la ley de velocidad es de primer orden con respecto a B (la velocidad es proporcional a [B]) Comparando las experiencias 1 y 3 observamos que al duplicar la concentración de A a una concentración constante de B, la velocidad se cuadruplica. Esto significa que la ley de velocidad es de segundo orden con respecto de A (la velocidad es proporcional a [A]2). Por lo tanto la ley de velocidad para esa reacción será:

CPECH

v = k [A]2 [B] Reacción de tercer orden global (2+1).

43

Capítulo

3

Cinética química 2. Factores que afectan la velocidad de una reacción química 2.1 Concentración La velocidad de una reacción química es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los reactantes, según la ley de velocidad. Cuanto mayor sea el producto de las concentraciones, la reacción ocurre en menor tiempo, es decir, la probabilidad de que se produzcan choques entre reactantes es mayor y, por ende, la formación de productos es más favorecida. A medida de que aumenta la formación de productos, disminuye la presencia de reactantes (Fig. 1).

Concentración

productos

reactantes

Tiempo

Figura 13. Cambio de concentración en el transcurso de una reacción. (Archivo Cpech)

2.2 Temperatura Está relacionada con la energía cinética de las moléculas, por lo tanto, su influencia es directa. Al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética y se harán más efectivos los choques entre los reactantes, lo que llevará a la aparición del producto en un menor tiempo. El aumento de la temperatura provocará que la energía de activación sea alcanzada en un menor tiempo. Por definición, la energía de activación es la mínima energía que debe alcanzar el sistema para que la reacción ocurra. Si esta energía no es alcanzada, la reacción NO se llevará a cabo. El valor de la energía de activación, para una determinada reacción química, orienta respecto a la mayor o menor dificultad con que se verifica, por lo que determina cuán rápida va a ser. A mayor energía de activación, mayor tiempo de reacción, pues mayor será la barrera energética que los reactantes deben pasar para transformarse en productos. Es como si se quisiera subir un cerro: cuanto más alta sea la cima más costará llegar a ella. Generalmente, esta primera etapa es la que limita una reacción cualquiera. Por esta razón se la llama etapa limitante de la reacción, lo que determina que una reacción sea lenta o rápida.

2.3 Catalizadores

CPECH

Es un compuesto o elemento que tiene la particularidad de afectar la velocidad de una reacción. Se pueden distinguir dos tipos: positivo y negativo (inhibidor). El primero aumenta la velocidad de reacción y el segundo la disminuye. Dependiendo del fin de la reacción será el tipo de catalizador que se utilice.

44

Ciencias Plan Electivo - Química El catalizador participa de la reacción, pero no se consume. Por lo tanto, se recupera íntegramente. La principal característica de un catalizador es que permite disminuir la energía de activación (Ea) para la reacción en estudio, lo que hace que el tiempo disminuya. Ca

Ea inversa

Energía

Ea directa

Energía

Ca

Ea directa

Ea inversa

reactantes

reactantes

Productos

Productos Avance de la reacción Reacción sin catalizador

Avance de la reacción Reacción con catalizador

Figura 14. Energía de activación en presencia y ausencia de catalizador. (Archivo Cpech) Los gráficos de la Fig. 2 muestran el comportamiento de una reacción con y sin catalizador. En el punto de máxima energía se encuentra el complejo activado (Ca) que es un estado de transición altamente energético formado temporalmente por las moléculas del reactivo, antes de formar el producto. Observa que el Ca con catalizador, es de menor energía que el sin catalizador (observa los gráficos en paralelo).

2.3.1 Clasificación de catalizadores Los catalizadores se pueden clasificar en homogéneos y heterogéneos. Los catalizadores homogéneos son sustancias que se encuentran en la misma fase que los reaccionantes. Por otro lado, los catalizadores heterogéneos, son sustancias que se encuentran en una fase diferente a los reaccionantes, por ejemplo, el platino es un catalizador sólido en reacciones de hidrogenación en compuestos orgánicos.

Sabías que...

CPECH

El convertidor catalítico de los automóviles es una aplicación de la catálisis heterogénea. A través de él pasan los gases de escape de la combustión (NO, CO e hidrocarburos), trasformándose en sustancias no tóxicas (CO2, H2O() y N2). El catalizador más utilizado es el llamado de tres vías y es una mezcla de varios metales nobles, como platino y rodio, entre otros.

45

Capítulo

3

Cinética química 2.4 Grado de división de los reactantes Cuando los reactantes son sólidos, un alto grado de división proporciona una mayor superficie de interacción. Al ser mayor el número de partículas que reaccionan simultáneamente, la reacción es más rápida.

2.5 Presión Para aquellas reacciones donde sus participantes son gases, el efecto de la presión se aprecia con mayor propiedad. Ocupando la expresión de gas ideal se deduce lo siguiente: P·V=n·R·T⇒

P = n ⇒ P =C V R·T R·T

Donde P = presión; T = temperatura; n = número de mol; R = constante de los gases y C = concentración del gas como número de mol por volumen. La expresión anterior nos indica que, si la temperatura es constante, la concentración del gas es directamente proporcional a la presión. Es decir, que si aumenta la presión, las moléculas gaseosas estarán más cerca una de otra aumentando la concentración por unidad de volumen. Y viceversa, si aumenta la concentración gaseosa en la misma unidad de volumen, consecuentemente aumentará la presión. Esto haría que la reacción ocurra más rápidamente.

2.6 Naturaleza de los reactantes Este factor se relaciona con la facilidad con que se pueden romper enlaces en los reactantes para, posteriormente, formar productos.

3. Equilibrio químico

CPECH 46

I2

H2 velocidad de reacción

Cuando tenemos una reacción química en donde hay reactantes y luego productos, se puede establecer un equilibrio entre ellos. Esto se logra cuando la formación de productos es igual a la formación de reactantes.

+ v hacia la derecha

Equilibrio

v hacia la der.= v hacia la izq. Durante la primera etapa de una reacción, habrá solo reactantes, que comenzarán a formar v hacia la izquierda productos. Conforme van apareciendo moléculas HI HI de producto, estas pueden reaccionar entre sí + para dar lugar nuevamente a reactantes (reacción tiempo inversa). Al ir aumentando la cantidad de producto y disminuyendo la de reactantes, la velocidad Figura 15. Equilibrio químico. (Archivo Cpech) de transformación de reactantes en productos (velocidad directa) disminuye y la velocidad de la reacción inversa aumenta. El equilibrio químico se establece cuando la velocidad directa es igual a la velocidad inversa. En este momento se establece un estado dinámico en el que las concentraciones de reactantes y productos permanecen constantes.

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química El equilibrio químico es mejor apreciado cuando la reacción ocurre en �ase líquida y gaseosa. Si hubiera un sólido en el proceso, se hará el supuesto de que no participa (será constante), no a�ectando al resto de los participantes. Por lo tanto, se puede decir que una reacción reversible alcanza un equilibrio químico cuando la velocidad de la reacción directa y la velocidad de la reacción inversa se igualan. Es importante notar que toda reacción reversible inminentemente llegará a un equilibrio.

A +B

d → ← i

C +D

3. 1 Equilibrio en fase líquida Dada la reacción aA +b B→ ← d D +e E

se establece que a

vd = d [ ] [ ] d e v i = ki [D] [E]

b

Donde v d es la velocidad directa y v i es la velocidad inversa de la reacción. Como la situación de equilibrio se logra cuando

vd =vi, tendremos

kd [A]a [B]b = Ki [D]d [E]e Reordenando, se obtiene Kd d e = [D] a [E] b Ki [A] [B] Como Kd / Ki es una constante, se reemplaza por Kc , quedando fnalmente d e Kc = [D] a [E] b [A] [B]

Kc es la constante de equilibrio y se expresa a través de las concentraciones de los participantes elevadas a sus respectivos coefcientes estequiométricos.

Expresemos la constante de equilibrio para el siguiente caso:

Kc =

[Fe(OH)3]2 [Na2SO4]3 [Fe2 (SO4)3] [NaOH]6

C PEC H

Fe2 (SO4)3 (ac) + 6 NaOH (ac) → ← 2 Fe(OH) 3 (ac) + 3 Na2SO4 (ac)

47

Capítulo

3

Cinética química La expresión de la constante se puede simplificar, dado que uno de los productos es sólido y, según establecimos anteriormente, su concentración será constante, por lo tanto, se le asigna un valor unitario. Así, [Na2SO4]3 [Fe2(SO4)3] [NaOH]6

Kc =

Luego, cada vez que uno de los participantes sea sólido no será considerado en la expresión de la constante de equilibrio. Como estamos usando la concentración, podemos determinar las unidades para este caso: (mol /L)3 / (mol/L) (mol/L)6 Cancelando términos semejantes, obtendremos las unidades para la constante: 1 / (mol/L)4= (L/mol)4 = L4 / mol4 Si el valor de las distintas concentraciones es [NaOH] = 1x10-1 mol/L [Na2SO4] = 1x10-3 mol/L [Fe2(SO4)3] = 1x10-6 mol/L Entonces, reemplazando obtenemos el valor de kc

kc =

(1x10-3mol/L)3 (1x10 mol/L) (1x10-1 mol/L)6 -6

kc = 1000 L4 / mol4 Este valor es bastante elevado desde el punto de vista químico. La interpretación del valor de kc indica hacia donde está favorecida la reacción. Si kc > 103 el equilibrio favorece a los productos. kc ≈ 0 se dice que la reacción está en equilibrio. kc > 10-3 el equilibrio favorece a los reactantes.

3.2 Equilibrio en fase gaseosa Cuando los reactantes y productos son gases, también es posible plantear su equilibrio. Para esto, se puede utilizar la expresión del gas ideal, es decir, PV = nRT

CPECH

La presión es la variable que servirá para expresar la constante respectiva.

48

Sea la siguiente reacción, a A (g) + b B (g) ↔ d D (g) + e E (g)

Ciencias Plan Electivo - Química La constante de equilibrio, sobre la base de las presiones se expresa: Kp =

(pD)d · (pE)e (pA)a · (pB)b

Sin embargo, como es común usar la concentración para relacionar el equilibrio respectivo, de la ecuación del gas ideal se deduce que P = n_v RT = C R T

Reemplazando, la constante de equilibrio es: Kp =

(CDRT)d (CERT)e (CART)a (CBRT)b

Kp =

[D]d [E]e (RT)d+e [A]a [B]b (RT)a+b

Kp = Kc (R T)d+e / (R T)a+b Kp = Kc (R T) (Σ mol productos

Kp = Kc (R T)

– Σ mol reactantes)

n

Ojo con Los CFCs (clorofluorocarbonos) y los halonios (sustancias con carbono, cloro o bromo), cuando alcanzan altitudes superiores a la de la capa de ozono (15-30 km), son descompuestos (fotólisis) por la radiación ultravioleta liberando átomos de cloro, flúor y bromo. Estos átomos liberados pueden participar en la estratosfera en ciclos de reacciones catalíticas que destruyen el ozono: Cl + O3 → ClO +O2 ClO + O → Cl + O2 Como en este ciclo, el átomo de cloro inicial atacante del ozono es regenerado, puede destruir centenares de millones de moléculas de ozono.

Por lo tanto, la constante de equilibrio sobre la base de las presiones se puede establecer conociendo la constante de equilibrio basada en la concentración y la temperatura a la cual ocurre la reacción. Veamos un ejemplo. Sea la siguiente reacción

Si la concentración de nitrógeno es 1,5 mol/L, la de hidrógeno es 2,0 mol/L y la de amoníaco es 2,5 mol/L, calcula Kc y Kp, sabiendo que la reacción ocurre a 70 K.

CPECH

N2 (g) + 3 H2 (g) → ← 2 NH3 (g)

49

C�p ítulo

3

Cinética química Para comenzar, se calcula la constante de equilibrio en �unción de las concentraciones, Kc =

[NH3]2 [N2][H2]3

Kc =

(2,5)2 1,5 x (2,0)3

Kc = 0,52 · (mol/ L)-2 Luego, estamos en condiciones de calcular la Kp: Kp = 0,52 x (0,082 x 70)

(2-4)

Kp = 0,52 x (5,74)-2 Kp = 0,52 x 0,03

Kp = 0,0156 atm-2 .

4. Factores que modifcan el equilibrio Diversos �actores son capaces de modifcar el estado de equilibrio en una reacción química, Entre ellos destacan la temperatura, la presión y las concentraciones. Si estos �actores se modifcan, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. El e�ecto de estos �actores se puede predecir de �orma cualitativa por el principio de“Le Chatelier”, que expresa lo siguiente: “si un sistema, que se encuentra en equilibrio, se somete a cualquier perturbación, este responderá desplazando el equilibrio en el sentido contrario a la modifcación”. Presentemos ahora los �actores y su relación con este principio.

4. 1 Concentración Los cambios en la concentración de alguna de las especies que participan en el equilibrio no alteran el valor de la constante, Sin embargo, las concentraciones de las demás especies participantes sí cambiarán. Si disminuimos la concentración de los reactantes o aumentamos la concentración de los productos, el equilibrio se desplazará hacia los reactantes, traduciéndose en una escasa �ormación de productos. Por el contrario, si aumentamos la concentración de los reactantes o disminuimos la de los productos, el equilibrio se desplazará hacia los productos, aumentando su �ormación. En resumen: la adición de una sustancia desplaza el equilibrio en el sentido en que se consuma esa sustancia. La sustracción de una sustancia desplaza el equilibrio hacia la formación de esa sustancia.

C PEC H

4.2 Presión De acuerdo con la expresión PV = nRT, la presión es inversamente proporcional al volumen. Por lo tanto, un aumento de la presión equivale a una disminución del volumen y viceversa.

50

Un aumento de la presión desplaza el equilibrio hacia donde se encuentra el menor número de mol gaseosos, para contrarrestar el efecto de reducción del volumen.

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química Una disminución de la presión desplaza el equilibrio en el sentido donde se encuentra el mayor número de mol gaseosos. Consideremos por ejemplo, la síntesis del amoniaco (NH3) N2 (g) + 3 H2 (g) → ←

2 NH3 (g)

En esta reacción, 4 mol iniciales (1 mol de N2 + 3 mol de H2) producen 2 mol fnales (2 mol de NH3), lo que equivale a decir que a presión y temperatura constantes, 4 volúmenes iniciales se reducirán a 2 volúmenes fnales. Así, un aumento de la presión sobre este sistema desplazará el equilibrio hacia los productos, que es el lado con menor número de mol gaseosos. Por el contrario, una disminución de la presión desplazará el equilibrio para el lado del N2 y del H2, que es el lado en donde se encuentra el mayor número de mol gaseosos. La presión solo a�ectará el equilibrio cuando haya sustancias gaseosas involucradas y haya cambio en el número de mol de las mismas entre reactantes y productos. En equilibrios heterogéneos, �ormados por sólidos y gases, por ejemplo, el planteamiento anterior deberá ser hecho exclusivamente para los gases participantes . Por ejemplo,

C (g) + O2 (g) → ← CO2 (g)

En este equilibrio, la presión NO infuye, pues tenemos 1 mol de O2 (g) en los reactantes y 1 mol de CO2 (g) en los productos, lo que indica que la reacción transcurre sin variación del número de mol gaseosos (nota que no se considera el C, ya que es sólido).

4.3 Temperatura A di�erencia de los �actores anteriores, la temperatura modifca el valor de la constante de equilibrio. Si la reacción química es de tipo endotérmica (absorbe calor), un aumento de la temperatura signifcará que el equilibrio se desplazará hacia los productos. Si disminuye la temperatura, se difcultará la �ormación de productos. Si la reacción química es de tipo exotérmica (libera calor), un aumento de la temperatura signifcará que el equilibrio se desplazará hacia los reactantes. Si disminuye la temperatura, se �avorecerá la �ormación de productos. Por ejemplo, en la síntesis del amoniaco: N2 (g) + 3 H2 (g) → ← 2 NH3 (g)

D H = – 109,5 Kcal

C PEC H

La reacción directa (dirección de izquierda a derecha) es exotérmica; consecuentemente, un aumento de la temperatura desplazará el equilibrio hacia la izquierda (en el sentido de N2 y H2), disminuyendo, por tanto, el rendimiento de producción de amoniaco (NH3).

51

Capítulo

3

Cinética química 5. Enzimas (catalizadores) Las enzimas son importantes proteínas que actúan como catalizadores biológicos. Su función es acelerar la velocidad de las reacciones químicas que se producen en el organismo y que son necesarias para mantener su actividad biológica, lo cual realizan al disminuir la energía de activación.

energía

Reacción catalizada por una enzima Reacción no catalizada sustrato producto Avance de la reacción

Figura 16. Efecto de las enzimas sobre la energía de activación. (Archivo Cpech) Las reacciones catalizadas por enzimas ocurren a velocidades 1010 a 1014 veces más rápidas que las no catalizadas. Por ejemplo, la ureasa acelera la hidrólisis de la urea en la orina por un factor de 1014. Este factor significa que una reacción catalizada que toma 1 segundo en producirse podría tomar un tiempo de 3 millones de años sin estar catalizada. En toda reacción química se produce la transformación de una sustancia inicial, denominada sustrato (S), en una sustancia final o producto (P), según la siguiente notación:

S+E

ES

fijación

transformación

ES

P+E

CPECH

Esta transformación ocurre a través de varias etapas. En primer lugar, la enzima “atrae” el sustrato hacia su superficie; después lo “fija” en una posición determinada, y en este paso intermedio se forma un complejo enzima-sustrato (ES). Enseguida, el sustrato se activa, de modo que sus enlaces se debilitan, dando paso a su transformación. Una vez que la enzima ha realizado la transformación, libera rápidamente el producto de reacción para seguir su labor con otras moléculas de sustrato.

52

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química 5. 1 Estructura de una enzima Como toda proteína, las enzimas están �ormadas por una gran cantidad de aminoácidos, que cumplen �unciones di�erenciadas. Entre estos tenemos los no esenciales, estructurales, de unión y catalíticos.

-

Tir 248

Glu 270 OOC

O

H

O

CH

C

R

O

H N N

H C

R COO

Zn+2 His 196

- Los aminoácidos no esenciales pueden ser reemplazados, y en algunos casos eliminados sin una pérdida signifcativa en la �unción o con�ormación de una enzima.

Arg 145

- Los aminoácidos estructurales son vitales para la con�ormación de la enzima, “�orman su esqueleto”. - Los aminoácidos de unión participan en la asociación entre la enzima y el sustrato.

His 69 Glu 72

- Los aminoácidos catalíticos participan activamente en la trans�ormación del sustrato. Figura 17. Enzima carboxipeptidasa. Sitio activo. (Archivo Cpech) La “estructura” de una enzima puede explicarse en �unción de los residuos de estos cuatro tipos de aminoácidos. Obviamente, los residuos estructurales, de unión y catalíticos pueden considerarse esenciales y cualquier modifcación de estos disminuye la actividad enzimática. De hecho, si el residuo es particularmente crucial, como en el caso de un residuo clave en la unión o cualquier residuo catalítico, resulta una pérdida total de la actividad.

C PEC H

El sitio donde se encuentra el conjunto de aminoácidos de unión y catalíticos se denomina sitio activo de la enzima, un lugar estratégico donde, por medio de uniones intermoleculares, la enzima “atrae” al sustrato en una orientación tal que encajan correctamente, así como las piezas en un rompecabezas. Por ejemplo, en el sitio activo de la carboxipeptidasa (Fig. 5) , los residuos de aminoácidos His 196, His 69 y Glu 72 tienen una alta densidad electrónica, por ello se coordinan con el Zn2 + (defciente en electrones), �ormando una interacción ion-dipolo con el oxígeno del enlace peptídico. Este oxígeno, al entregar parte de sus electrones, deja al carbono más defciente en electrones. Entonces, el Glu 270 actúa como base, quitando un protón al agua y quedando un –OH que actúa como nucleóflo y se une al carbono del enlace peptídico. Simultáneamente, para ayudar a la ruptura del enlace peptídico, la Tir 248 actúa como ácido cediendo un protón al N de este enlace. El N, al quedar positivo, rompe el enlace C-N y con ello se logra en �orma concertada la ruptura del péptido (sustrato).

53

Capítulo

3

Cinética química 5.2 Regulación de la actividad enzimática Como ocurre con toda proteína, la actividad de una enzima depende de factores tales como la temperatura, el grado de acidez o pH, las disoluciones salinas, los solventes, los activadores y los inhibidores.

5.2.1 Factor temperatura Si a una reacción enzimática se le aumenta la temperatura, aumenta la energía cinética de las partículas. El aumento en la movilidad de estas moléculas produce un aumento en el número de colisiones, aumentando la velocidad de la transformación. Si la temperatura continúa aumentando, se comienzan a romper algunas uniones intermoleculares responsables de la conformación de la enzima y, así, comienza a disminuir paulatinamente su actividad. Si la temperatura es excesiva, la enzima se desnaturaliza perdiendo totalmente sus propiedades catalíticas.

5.2.2 Factor pH

CPECH

Cuando varía el pH del medio, se producen cambios en el estado de ionización de algunos grupos ionizables de una enzima, afectando su estructura tridimensional y, por lo tanto, su actividad biológica. Además, el cambio en el estado de ionización de grupos químicos localizados en el sitio activo, puede alterar el reconocimiento del sustrato o la reactividad de los aminoácidos asociados al sitio activo de la enzima. Todas las enzimas tienen dos valores límites de pH entre los cuales son efectivas. Al traspasarse estos valores, la enzima se desnaturaliza y deja de actuar.

54

Ciencias Plan Electivo - Química

Actividades 1. Para la siguiente reacción S2O82- (ac) + 31- (ac) → 2SO42- (ac) + 1- (ac) se realizaron las mediciones de velocidad que se muestra en la tabla



Experimento

[S2O82-] (M)

[I-] (M)

Velocidad inicial (M/s)

1

0,040

0,050

7,2 x 10-4

2

0,040

0,025

3,6 x 10-4

3

0,080

0,025

7,2 x 10-4

A partir de los datos, determina el orden de reacción, la ley de velocidad y el valor de la constante de velocidad.

2. Para las siguientes reacciones, expresa la constante de equilibrio en función de la concentración. a) 2H2O (g) ↔ 2H2 (g) + O2 (g) b) MgCO3 (s) ↔ MgO (s) + CO2 (g) c) 2O3 (g) ↔ 3O2 (g) d) CO (g) + 2H2 (g) ↔ CH3OH (g) e) 4HCl (g) + O2 (g) ↔ 2H2O (g) + 2Cl2 (g) f) HCl (ac) + NaOH (ac) ↔ NaCl (ac)+ H2O (l) g) 2KClO3 (s) ↔ 2KCl (s) + 3O2 (g) h) H2 (g) + Cl2 (g) ↔ 2HCl (g)

3. Considera la siguiente reacción en equilibrio PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)

DH = 92,5 kJ

Señala hacia dónde se desplaza el equilibrio si: se remueve Cl2(g) del sistema. se agrega PCl5(g). aumenta la temperatura. disminuye la presión.

CPECH

a) b) c) d)

55

56

CPECH

C�pítulo 4 Term�dinámica

Objetivos

� � �

Reconocer que en toda reacción química hay una variación de energía. Identifcar cambios químicos y �ísicos. Comprender la di�erencia entre entalpía y entropía.

C�p ítulo

4

Term�dinámica 1. Termodinámica Henry Eyring, en 1945, afrmaba que “un sistema molecular pasa de un estado de equilibrio a otro… a través de todos los caminos intermedios posibles, pero el camino que más energía economice será el más �recuentemente recorrido”. Con esto se pretende afrmar que todo proceso que implique el paso desde un reactante hasta la �ormación de productos implica una absorción o una emisión de energía, generalmente en �orma de calor. El camino que consuma menos energía será el más �avorecido. La gran utilidad de la termodinámica, tema central de este capítulo, radica en que sus conclusiones no pasan por un estudio de las estructuras moleculares de la materia, sino que solo relaciona las propiedades de esta como conjunto con su comportamiento �ísico y químico. En resumen, la termodinámica nos permite predecir los cambios específcos que puede experimentar un sistema, aunque no nos asegura que esto ocurrirá ciertamente.

2. Conceptos termodinámicos 2. 1 Cambio f ísico

n So lid if c

ac ió

Su bl im ac

o

De Fu rre sió t im n ie nt o

u

Líquido

ió n

n a ció ers z a inv ali ión ist ac C r b lim

Ejemplo: Si tenemos agua sólida (hielo) a la cual le aplicamos un poco de temperatura, pasará al estado líquido y si volvemos a incrementar la temperatura irá al estado gaseoso. Por lo tanto, hemos observado solo una variación de su estado �ísico. El agua sigue siendo “agua”. No se ha �ormado otro compuesto.

Sólido oS

Es una variación en los estados de la materia que puede experimentar una sustancia. En este tipo de hechos, no es a�ectada la intimidad de la sustancia. Por otra parte, en este tipo de cambios, se puede ir en un sentido o en el otro. Esto es, si tiene los dos sentidos es reversible y si tiene uno solo es irreversible.

Vaporización o Ebullición

Gas

Condensación o Licuación

Figura 18. Cambios de estado. (Archivo Cpech)

Ojo con

C PEC H

El equilibrio termodinámico de un sistema se alcanza cuando este no muestra tendencia alguna a realizar cambios en sus propiedades. Incluye el equilibrio térmico y el equilibrio mecánico. Si se trata de un sistema químico, también incluye el equilibrio químico.

58

Ciencias Plan Electivo - Química 2.2 Cambio químico Es una variación en la estructura interna de un compuesto, al punto de que será distinto al origen que tenía. Por otra parte, este tipo de cambio suele ser irreversible. Ejemplo: Si tenemos una lámina delgada de cobre, la cual introducimos en ácido nítrico, notaremos que el metal empieza a desarrollar cambios. En este caso, la estructura interna del cobre metálico fue modificada como también lo fue el ácido nítrico. Se establece, entonces, una diferencia en la composición química entre el antes y después.

2.3 Energía de activación (Ea) Es la energía mínima que las moléculas deben poseer para reaccionar y formar productos. Para que ocurra una reacción química, el sistema debe alcanzar este nivel de energía. Si no se logra, no habrá formación de productos. Por lo tanto, cada reacción tendrá su propia energía de activación.

Ca

Sabías que...

Energía

Ea

Reactantes

Productos

La bomba calorimétrica se utiliza en el laboratorio para medir el calor de combustión de los combustibles. En ella se coloca la muestra y se llena de oxígeno; iniciada la combustión eléctricamente, el calor producido se mide por el incremento de la temperatura del agua que rodea la bomba.

Avance de la reacción

Figura 19. Energía de activación. (Archivo Cpech)

2.4 Energía de reacción (Er) Una vez que la reacción se ha iniciado, se producirá una energía que será suficiente para mantener el desarrollo de la misma y durará mientras se desarrolle la reacción. Esta será, entonces, la energía de reacción.

2.5 Complejo activado (Ca) Corresponde a un estado intermedio de alta energía entre reactantes y productos, muy inestable y de corta duración. La energía que necesitan los reactantes para formar el Ca corresponde a la Ea (Figura 3). Una reacción química puede presentar más de un complejo activado.

Es un instrumento utilizado para medir variaciones de energía calórica y la entalpía en una reacción química.

CPECH

2.6 Calorímetro

59

Capítulo

4

Termodinámica 3. Tipos de reacciones En termodinámica vamos a distinguir dos tipos de reacciones, las cuales describiremos a continuación.

3.1 Reacción exergónica

Energía

Es aquella reacción que libera energía durante su desarrollo.

reactantes

-DGº productos

Progreso de reacción Figura 20. Reacción exergónica. (Archivo Cpech) En este caso, la energía de los reactantes es mayor que la de los productos. (Fig.4). Ejemplo: El gas de cañería en contacto con oxígeno da origen a una reacción que libera energía C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O + energía Esta es una reacción exergónica.

3.2 Reacción endergónica

Energía

Es aquella reacción que precisa energía para su desarrollo.

productos +DGº reactantes Progreso de reacción

CPECH

Figura 21. Reacción endergónica. (Archivo Cpech)

60

En este caso, la energía de los productos es mayor que la de los reactantes. (Fig.5).

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química Ejemplo: Una �orma de obtener oxígeno es a través del clorato de potasio, el cual al ser calentado libera este gas. Su reacción es: energía + 2 KClO3 2 KCl + 3 O2 Esta es una reacción endergónica. Con respecto a estas reacciones, se puede decir que pueden ir en un sentido (reactantes a productos) o en el otro (productos a reactantes). Aquellas reacciones que tengan tal característica serán reversibles. Las que tengan solo un sentido serán irreversibles. Este hecho se explica por la energía de activación que se requiere para ir en un sentido o en el otro (Fig.3).

4. Teoría cinético molecular de la materia La teoría cinético molecular parte del supuesto de que la materia es discontinua. Es decir, que todos los cuerpos, en cualquier estado �ísico en que se encuentren, están �ormados por partículas (átomos, iones o moléculas) que están en continuo movimiento o vibrando. Se postula que entre las partículas existen dos tipos de �uerzas: fuerza de cohesión y fuerza de dispersión. La primera tiende a mantener unidas las partículas y es responsable de que los cuerpos mantengan su �orma. La �uerza de dispersión causa la separación de las partículas. De estos conceptos se derivan los siguientes principios: • En los sólidos, la fuerza de cohesión predomina, casi totalmente, sobre la de dispersión. Por este motivo, el grado de agitación térmica es muy bajo y, por lo tanto, el movimiento molecular es vibracional casi en su totalidad. • En los líquidos, la fuerza de cohesión y la de dispersión están equilibradas y las moléculas mantienen una agitación térmica relativamente libre, disminuyendo en algo su movimiento vibracional. • Los gases, en cambio, están formados por un gran número de partículas que se mueven discontinuamente. En sus desplazamientos chocan entre sí y contra las paredes del recipiente, ejerciendo una presión determinada que da origen a una gran agitación térmica y a una muy disminuida agitación vibracional. A través de la teoría cinética molecular, se pueden explicar los cambios de estado �ísico que experimenta la materia. Se sabe que la �uerza de cohesión entre las partículas que �orman un cuerpo es tanto mayor cuanto más próximas se encuentran unas de otras. Así, al aumentar la presión, el volumen del cuerpo disminuye, aumentando la �uerza de cohesión, pues la distancia entre las partículas es cada vez menor. La �uerza de dispersión, en cambio, se hace menos intensa, porque esta es tanto mayor cuanto más rápido se muevan las partículas, es decir, cuanto mayor es la agitación térmica. Entonces, al aumentar la temperatura, la �uerza de dispersión también se incrementa.

Todo �actor que ayude a las moléculas a escapar del estado líquido, �acilita la evaporación. Desde el punto de vista de la teoría cinético molecular, la presión atmos�érica resulta de las �uerzas que ejercen las partículas gaseosas, en constante movimiento, sobre la superfcie terrestre.

C PEC H

En cualquier estado en que se encuentre la materia, y a una temperatura determinada, algunas moléculas se mueven más lenta o más rápidamente que el promedio. En un líquido, las moléculas más rápidas, que se encuentran cerca de la superfcie, son capaces de vencer las �uerzas intermoleculares pasando al estado gaseoso. Decimos entonces que el líquido se ha evaporado.

61

C�p ítulo

4

Term�dinámica 5. Entalpía (DH) La entalpía es una variación de la energía dentro de una reacción. Defnirla no es nada �ácil debido a que requiere otros hechos que escapan de la �ormación en la Enseñanza Media y es estudiada con gran detalle en la educación superior. Sin embargo, daremos nociones para que logres comprenderla. La entalpía es una variable de estado, por lo que solo depende del estado inicial y fnal del sistema. La entalpía (H), en rigor, se defne como la energía interna (U) que ocurre a una cierta temperatura más el producto del volumen (V) y la presión (P). H = U + PV Para la variación de la entalpía, se tiene: D H = D U + D PV La energía interna puede entenderse como la suma de todas las energías contenidas en el sistema, asociadas a su estructura química. A presión constante, el cambio de entalpía del sistema (D H) corresponde al calor (Q) absorbido por el mismo. Así, una reacción química tendrá una variación de energía entre los productos y sus reactantes. Pero antes de ser establecida, se debe conocer la entalpía de cada participante. Estos últimos son aportados por tablas que in�orman sobre su valor respectivo.

Para compuestos gaseosos HCl D H = – 22.06 kcal/mol CO2 D H = – 94.05 kcal/mol NO2 D H = 7.93 kcal/mol Para compuestos líquidos H2O HNO3 CH3COOH

D H = – 68.32 kcal/mol D H = – 41.60 kcal/mol D H = – 116.4 kcal/mol

PbCO3 AgNO3 NaCl

D H = – 167.3 kcal/mol D H = – 29.43 kcal/mol D H = – 98.23 kcal/mol

C PEC H

Para compuestos sólidos

62

También es posible conocer las entalpías de elementos y de iones (cationes y aniones). Los valores anteriores se conocen como entalpía de formación y se miden por mol de entidad a una temperatura de 25 °C. Estos valores corresponden al calor que se produce o que se necesita para producir 1 mol de un compuesto a partir de sus elementos, en su �orma más estable. Por convención, a los valores de entalpía estándar de �ormación a 25 ºC para elementos en su �orma más estable, se les asigna el valor cero.

Ciencias Plan Electivo - Química Veamos ahora la variación de entalpía en una reacción química. El valor de la entalpía de la reacción, es determinado por la siguiente expresión: ΔH reacción = ΣΔH productos - ΣΔH reactantes A partir de esta expresión, podemos concluir dos hechos característicos y que tienen su importancia para interpretar una reacción química: Si ΣΔH productos > ΣΔH reactantes, el ΔH reacción es positivo, es decir, ΔHreacción > 0. Cuando la variación de entalpía (ΔH) en una reacción sea positiva, diremos que la reacción es endotérmica. Si ΔH productos < ΔH reactantes, el ΔH reacción es negativo, es decir, ΔHreacción < 0. Cuando la variación de entalpía (ΔH) en una reacción sea negativa, diremos que la reacción es exotérmica.

Proceso endotérmico Productos

Proceso exotérmico +

Reactantes + H

H

ΔH (+)

ΔH (+) ΔH (-) +

+

Reactantes

Productos

Transcurso de la transformación

Transcurso de la transformación

Figura 22. Entalpía de reacciones endotérmicas y exotérmicas. (Archivo Cpech)

Recordemos que ΔH productos es la suma de todos los productos presentes y que ΔH reactantes es la suma de todos los reactantes presentes. Realicemos algunos ejercicios para desarrollar lo presentado. Sea la siguiente reacción donde

F (se) + G (l) → ← H (g) + J (g) + M (l) ΔH F = 60 kcal/mol ΔH H = 30 kcal/mol ΔH M = 10 kcal/mol

ΔH G = – 20 kcal/mol ΔH J = – 40 kcal/mol

De acuerdo con la expresión que acabamos de ver, debemos determinar el ΔH de productos y reactantes, respectivamente, dando

ΔH reacción = ΣΔH productos – ΣΔH reactantes ΔH reacción = 0 kcal/mol – 40 kcal/mol ΔH reacción = – 40 kcal/mol

CPECH

por lo tanto:

Σ ΔH productos = ΔH H + ΔH J + ΔH M=(30 – 40 + 10) kcal/mol=0 kcal/mol ΔH reactantes = Δ H G + ΔH F = (60 – 20) kcal/mol = 40 kcal/mol

63

C�p ítulo

4

Term�dinámica De lo anterior se desprende que la reacción es exotérmica, debido a que su variación de entalpía es negativa. Veamos otro ejemplo. Sea la siguiente reacción

A(g) + B(I) → ← J (g)

Si el D H de la reacción es 120 kcal/mol y sabiendo que el D H productos es 160 kcal/mol y el D H de A es 10 kcal/ mol, determina el D H de B. El D H productos es simplemente el D H de J (g) el cual vale 160 kcal/mol. Por lo tanto, debemos despejar el reactante, quedando: D H reacción = D H p – D H r D H r = D H p – D H reacción D H r = 160 kcal/mol – 120 kcal/mol = 40 kcal/mol Como el D Hr es D HA + D HB, se despeja ahora D HB, dando D Hr = D HA + D HB D HB = D Hr – D HA D HB = 40 kcal/mol – 10 kcal/mol = 30 kcal/mol con lo cual contestamos la pregunta �ormulada.

6. Ley de Hess Hess postuló lo siguiente: “El calor desprendido o absorbido en un cambio químico a presión constante o a volumen constante, es el mismo cuando el cambio se lleva a cabo en una sola etapa que cuando transcurre en varias etapas”. Expliquemos brevemente los alcances de esta ley. Con respecto a las etapas, esto quiere decir que la reacción puede tomar varios caminos para su realización. Sin embargo, los caminos no tienen relevancia, es más importante su inicio y su término que el desarrollo de la misma. Esto implica que la reacción precisa de otras reacciones químicas. En ellas, estas pueden tener un sentido o el otro. Por lo tanto, uno puede “modifcarlas” para obtener el resultado fnal. Veamos con un ejemplo su aplicación. Determinar el D H de la reacción siguiente A +C → H

D H = ¿ ?,

la cual se verifca por las siguientes reacciones

C PEC H

a) A + B → F b) H → F c) C → B

64

DH DH DH

10 kcal/mol = = – 40 kcal/mol = – 150 kcal/mol

Ojo con El estado estándar de una sustancia es su �orma pura más estable a la presión de 1 atmós�era. Suele considerarse 25 °C como temperatura estándar, pero no es estrictamente necesario.

Las reacciones a) y c) se dejan igual manteniendo los signos y valores de D H, la reacción b) se invierte, cambiando el signo de D H, manteniendo su valor. Al sumar las tres obtenemos: A +C → H

D H = – 100 kcal/mol

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química Se observa que la reacción tiene una variación de la entalpía con signo negativo, por lo cual esta es exotérmica. De este modo, se obtiene la variación de entalpía para una reacción dada a partir de las etapas que la preceden. En estequiometría está permitido multiplicar o dividir una reacción. Por ejemplo, supongamos que tenemos la siguiente reacción: 2A + 3 B → 4 C

D H = 100 kcal/mol

4A + 6 B → 8C

D H = 200 kcal/mol

Si multiplicamos por 2:

Si dividimos la reacción original por 3, tenemos:

2 3 4 3A+ 3B → 3C

100 → D H = 3 kcal/mol

Entonces, concluimos que el �actor que apliquemos a la estequiometría, a�ectará en la misma medida a la entalpía. Por otro lado, si deseamos dar vuelta la reacción, además invertir el orden de los reactivos ↔ productos, debemos invertir el signo de la entalpía. Como ejemplo, ahora debemos invertir la reacción antes expuesta, es decir: 4 C → 2A + 3 B

D H = −100 kcal/mol

7. Entropía (DS) Ahora defniremos un nuevo concepto, entropía, el cual puede interpretarse como una medida de la distribución al azar de un sistema o también, como la tendencia al desorden que tiene un sistema. La entropía, tal como la entalpía y la energía interna, es una �unción de estado. ¿Por qué un sistema tendría que desordenarse?, ¿qué lograría con esto? Las respuestas a estas interrogantes las dio el �ísico alemán Ludwig Boltzmann, indicando que los sistemas desordenados tienen mayor probabilidad de existir que los sistemas ordenados. Así por ejemplo, hay una sola �orma de tener un mazo de naipes ordenado y varios millones de tenerlo desordenado. Esto indica que la entropía es una medida de la probabilidad de la existencia de los estados. Por lo tanto, la mayor cantidad de estados desordenados nos da una medida de la espontaneidad de una reacción; mientras más estados desordenados presente el sistema, más espontánea es la reacción. Por el contrario, si hay uno o pocos estados desordenados, hay también poca tendencia a la espontaneidad.

El sentido de espontaneidad y desorden se ve claramente si consideramos la mezcla de dos gases di�erentes conectados por una válvula. Si la válvula se abre, la tendencia natural de los gases es a mezclarse (espontaneidad), aumentando con ello el desorden, por lo tanto, la entropía aumenta.

C PEC H

En termodinámica, el concepto de espontaneidad difere del conocido por el sentido común. Este último considera la espontaneidad como inmediatez; para la termodinámica signifca que ese proceso ocurrirá, pero nada nos dice de cuándo ocurrirá.

65

Capítulo

4

Termodinámica

Antes de mezclarse

Después de mezclarse

Figura 23. Entalpía de reacciones endotérmicas y exotérmicas. (Archivo Cpech) Podemos resumir esta idea en la segunda ley de la termodinámica, que indica que la entropía del universo debe aumentar siempre. Por ello, en un sistema espontáneo debe existir mayor número de estados finales posibles comparados con el estado inicial. Por lo tanto, ΔS universo > 0 Si el sistema está aislado (sin intercambio de materia y energía entre el sistema y el entorno), el universo corresponde entonces al sistema, lo que rara vez ocurre en una reacción química. Por lo tanto, la variación de la entropía también afectará al entorno. ΔS universo = ( ΔS sistema +

ΔS entorno) > 0

Siempre debe considerarse que es el cambio total de entropía el que determina la espontaneidad. Por ejemplo, cuando una sustancia se funde, se produce un aumento en la entropía (el estado líquido es más desordenado que el sólido), pero este efecto por sí solo no determina si la transformación es espontánea o no. La entropía del entorno también debe tenerse en cuenta y la espontaneidad está indicada solamente si la entropía total del sistema, más el entorno, aumentan. Dado que para conocer la entropía del universo es necesario conocer la entropía del entorno y siendo este último parámetro extremadamente difícil de medir, se ha optado por utilizar otra función de estado termodinámica para cuantificar la espontaneidad. Esa función se conoce como energía libre de Gibbs, ΔG. Consideremos una reacción exotérmica (ΔH < 0) en un sistema cerrado (no aislado), que intercambia calor con el entorno. Este calor que sale es absorbido por las moléculas del entorno, aumentando de ese modo su entropía. Ahora, si el entorno tiene ya una temperatura (T) alta, la contribución que hace el calor liberado sobre la entropía, será mínima. Las moléculas ya estaban muy desordenadas antes siquiera de que les llegara el calor desde la reacción exotérmica. Matemáticamente lo podemos expresar como: ΔS entorno = –

ΔH sistema T

Cumpliendo con la segunda ley de la termodinámica, tenemos, entonces, ΔS universo = ΔS sistema + –

ΔH sistema >0 T

CPECH

Multiplicando por –T, obtenemos

66

–TΔS universo = ΔH sistema – TΔS sistema < 0 Definimos, ΔG como -TΔS universo; luego, la energía libre de Gibbs, será ΔG = ΔH sistema–TΔS sistema < 0

Ciencias Plan Electivo - Química donde ΔG es el real predictor de la espontaneidad en una reacción. Las funciones de estado estudiadas anteriormente no nos permitían, por sí solas, predecir la espontaneidad de un proceso o reacción. Sin embargo, al determinar ΔG se tiene

ΔG < 0 ΔG = 0 ΔG > 0

El proceso es espontáneo, la reacción ocurrirá. El proceso está en equilibrio, no hay cambio neto. El proceso no es espontáneo, la reacción no ocurrirá.

Tabla 1. Variables termodinámicas en distintos tipos de procesos. ΔH

ΔS

ΔG

-

+

-

-

-

-/+

+

-

+

+

+

-/+

Características

Observaciones

Proceso exotérmico que tiende al desorden

Altamente factible

Proceso exotérmico que tiende al orden

Factible solo si

Proceso endotérmico que tiende al orden

No factible

Proceso endotérmico que tiende al desorden

Factible solo si

ΔH>TΔS

ΔH
Ojo con

CPECH

Los cambios de estado provocan un importante cambio en la ordenación interna de las sustancias, esto es, se pierde la ordenación propia de los sólidos, donde cada partícula ocupa una posición determinada, para pasar a un estado más desordenado, como es el líquido y, en mayor medida, el gaseoso. Los cambios de estado, desde sólido a gas, provocan un aumento de la entropía del sistema.

67

Capítulo

4

Termodinámica

Actividades 1. Completa:

El estudio de la termodinámica nos permite conocer la cantidad de aportar a una reacción para que esta permita la formación de productos (reacción bien, la que es liberada durante una reacción de tipo .

que es necesario ), o



En el riguroso sentido de la palabra, denominamos energía de (Ea) a la energía necesaria para iniciar el proceso de transformación desde reactantes a productos. Luego, a aquella que permite mantener una reacción en forma continua (Er) y complejo activado, es aquel estado intermedio de energía entre reactantes y productos.



En la práctica, la energía se mide como variaciones de esta entre el estado inicial y final. Se conoce como y se simboliza por ΔH; por tanto, ΔH corresponde a la diferencia de energía entre dos estados distintos.



No importa que una reacción entre ciertos reactantes tenga varios caminos distintos para llegar a la formación de productos, la Er depende solo de los estados inicial y final de un proceso. A este planteamiento se lo conoce como Ley de y constituye un principio fundamental en los estudios termodinámicos.

CPECH

2. Clasifica las siguientes reacciones como endotérmica o exotérmica.

68

A) 2H2 + O2

→

2H2O + Q

B) C + O2

→ CO2 + Q

C) C4H10 + Q

→ C2H6+ C2H4

D) Cl2 + Q

→

2Cl–

Capítulo 5 Óxido - reducción

Objetivos

� � �

Reconocer los procesos usados en óxido-reducción. Equilibrar ecuaciones rédox. Conocer las aplicaciones de la óxido-reducción.

Cap ítulo

5

Óxido-reducción En este capítulo se estudiarán las reacciones de óxido-reducción (redox), que implican una trans�erencia de electrones. Para entender en �orma cuantitativa estas reacciones, se deben escribir ecuaciones químicas balanceadas, y para esto se debe conocer la naturaleza de cada reaccionante y su �órmula, lo que también es válido para los productos. En las reacciones de tipo redox, lograr la predicción de los productos es complicado. Además se debe considerar + que el disolvente (generalmente agua), o bien partículas como H (en disolución ácida) u OH- (en disolución básica), pueden tomar parte en las reacciones. Previo al estudio acerca de los métodos de balanceo de ecuaciones, se debe tener presente el estado de oxidación de un átomo en una combinación química determinada. Este corresponde a la carga eléctrica arbitraria asignada a dicho átomo, según una serie de reglas preescritas.

1. Óxido-reducción En este capítulo abordaremos aquellas reacciones en las que el protagonista principal es el electrón, que será intercambiado entre las entidades participantes. Antes de proceder, recordemos el término estado de oxidación y sus características: El estado de oxidación (E.D.O.) se defne como el número de electrones que un átomo recibe o que pone a disposición de otros cuando �orma un compuesto determinado. Para asignar el estado de oxidación (E.D.O.) debemos tener en cuenta las siguientes consideraciones: -

El E.D.O. de los elementos en estado libre es 0 . La suma de los E.D.O. en un compuesto neutro es 0, en un compuesto positivo es la carga positiva que indique y si es un compuesto negativo es la carga negativa que indique. El E.D.O. del hidrógeno es +1, salvo en los hidruros metálicos, donde es - 1. El E.D.O. del oxígeno es -2, salvo en los peróxidos, donde es - 1. El E.D.O. de los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA es +1, +2, y +3, respectivamente. El E.D.O. de los elementos del grupo VIIA es - 1. Los metales presentan E.D.O. positivos y los no metales pueden presentar valores del E.D.O. positivos o negativos. El E.D.O. de iones monoatómicos coincide con la carga del ion.

Ejemplos: 1)

Determinemos el E.D.O. del azu�re en H2SO4 H2SO4 = 2(+1) + (x) + 4 (-2) = 0 x = +6

C PEC H

2)

70

Determinemos el E.D.O. del manganeso en MnO4-2 MnO4-2 = (x) + 4 (-2) = -2 x=

En óxido-reducción un elemento del compuesto tendrá una variación de su estado de oxidación debido a la interacción con el otro compuesto que participa de la reacción.

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química a. Proceso de oxidación Es la pérdida de electrones de un elemento de un compuesto, el que como consecuencia, aumenta su estado de oxidación.

Ejemplo:

Fe2 + → Fe3 +

+ e-

b. Agente reductor

Figura 24. Oxidación. (Pixabay)

Es la entidad que su�re el proceso de oxidación. El ion hierro (II) perdió un e- y su�rió un proceso de oxidación, dando origen al ion hierro (III). Se observa que aumenta su estado de oxidación y el Fe2 + es el agente reductor. En conclusión, el agente reductor es la especie que se oxida (pierde electrones).

c. Proceso de reducción Es la ganancia de electrones por parte de una entidad de un compuesto, que como consecuencia disminuye su estado de oxidación. Ejemplo:

Al3+ +3e → Al

d. Agente oxidante Es la entidad que su�re el proceso de reducción. El ion aluminio (III) ganó tres electrones y dio origen al aluminio. Se observa que hay disminución del estado de oxidación del aluminio y el aluminio (III) es el agente oxidante. En resumen, el agente oxidante es la especie que se reduce (gana electrones).

2. Reacciones óxido-reducción Las reacciones de oxidación requieren de las de reducción y viceversa. Ambas deben estar presentes para que ocurran. A través del siguiente ejemplo veamos su suceso. Na → Na+ + e Cl + e → Cl-

Proceso de oxidación Proceso de reducción

y sumemos ambas reacciones, dando + Na+

Podemos observar que el cloro disminuyó su estado de oxidación y el sodio lo aumentó. Para que el cloro pudiera disminuir su estado de oxidación el sodio le �acilitó el electrón que requería. Se dice entonces que el sodio �ue capaz de reducir al cloro, es decir, es el agente reductor. El Na+, en tanto, constituye su oxidante conjugado. Al mismo tiempo, el Cl actuó como agente oxidante, captando los electrones cedidos por Na. Cl es, entonces, el reductor conjugado del Cl- . Es este el fn de las reacciones de óxido reducción: una especie será capaz de modifcar a otra.

C PEC H

Cl + Na → Cl-

71

Cap ítulo

5

Óxido-reducción

Reacción de oxidación-reducción o reacción redox Agente reductor

Agente oxidante

Cede e

Capta e

Aumenta su estado de oxidación

Disminuye su estado de oxidación

Provoca la reducción del oxidante

Provoca la oxidación del reductor

Se oxida (experimenta una oxidación)

Se reduce (experimenta una reducción)

Figura 25. Características del agente oxidante y reductor. (Archivo Cpech)

2. 1 Formas de igualar ecuaciones óxido-reducción en ambiente ácido o básico En ciertas ocasiones, las ecuaciones de óxido reducción no están equilibradas, por lo tanto, debemos igualarlas antes de interpretar lo que ocurrió. Para este fn hay dos métodos, el método del ion electrón y el método del estado de oxidación.

a. Método ion electrón en ambiente ácido Sea la siguiente reacción:

NO3 − → NO

Para comenzar, se igualan los elementos participantes. El nitrógeno está equiparado a ambos lados y el oxígeno no lo está. Los oxígenos siempre se igualan con agua (H2O), la que se agrega al lado donde �altan dichos oxígenos. NO3 − → NO + 2 H2O Luego, se equilibran los hidrógenos. Esto se logra agregando tantos iones hidrógenos (H+) como �ueren necesarios y en el lado donde �alten, así: 4H

+

+ NO3 − → NO + 2 H2O

El último paso para este ejemplo, es igualar la carga en juego agregando tantos electrones (e-) como sea necesario, en el lado con exceso de carga positiva, obteniéndose:

C PEC H

3e + 4 H

72

+

+ NO3 − → NO + 2 H2O

Nótese que aparecen los iones hidrógeno, con lo cual se reafrma que estamos en ambiente ácido.

Ojo con Cuanto más �uerte es un agente reductor, es decir, cuanto mayor es su tendencia a dar electrones, más débil es su oxidante conjugado, o sea, menor es la tendencia de este a recibir electrones. De igual modo, cuanto más �uerte es un agente oxidante, más débil es su reductor conjugado.

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química Veamos otro ejemplo:

IO3 − →

Primero igualamos el yodo,

I2

2 IO3 − → I2

A continuación, igualamos los oxígenos con agua, 2 IO3 − → I2 + 6 H2O

luego, el hidrógeno con H+,

12 H + 2 IO3 − → I2 + 6 H2O +

y fnalmente, la carga eléctrica con electrones, e 10-

+ 12 H + 2 IO3 − → I2 + 6 H2O +

b. Método ion electrón en ambiente básico Sea la siguiente ecuación:

ClO− → Cl−

Dado que los átomos de cloro están equiparados, solo se deben a igualar los oxígenos. Para esto, primero se usa el agua (H2O), pero se agrega al lado donde haya exceso de oxígeno, tantas veces como indique el compuesto oxigenado, H2O + ClO− → Cl− Los oxígenos e hidrógenos se igualan con iones hidroxilos (OH−), los cuales se colocan en el lado que �alten, H2O + ClO− → Cl− + 2 OH− Finalmente, se igualan las cargas eléctricas agregando electrones (e-) al lado que �altan, 2e + H2O + ClO− → Cl− + 2 OH− Veamos otro ejemplo: SO3

2−

→ S2O3

2 SO3

Primero, igualamos el azu�re,

2−

2−

→ S2O3

2−

Segundo, se agregan moléculas de agua donde haya exceso de oxígeno 2 SO3

2−

+ 3 H2O → S2O3

2−

2 SO3

2−

+ 3 H2O → S2O3 + 6 OH− 2−

C PEC H

Tercero, igualamos los oxígenos e hidrógenos con OH−,

73

Cap ítulo

5

Óxido-reducción Finalmente, igualamos la carga eléctrica con electrones, 2 SO3 + 3 H2O + 4e → S2O3 2−

2−

+ 6 OH−

c. Método del estado de oxidación en ambiente ácido Sea la siguiente reacción, SO4

2−

2−

→ S

Se identifca el elemento que ha variado su estado de oxidación. En este caso, es el azu�re el cual disminuye su estado de oxidación desde +6 hasta -2. Para compensar esta variación se usan electrones, como sea necesario, para lograr la igualación. 2− 2− SO4 + 8e → S Luego, se igualan los oxígenos con agua, colocándola en el lado que �alte, SO4

2−

+ 8e → S

2−

+ 4 H2O

Finalmente, los hidrógenos con H+, en el lado que �alte, SO4

2−

+ 8e

Veamos otro ejemplo,

+ 8 H+ → S

2−

+ 4 H2O

−

ClO3 → Cl2

Se comienza por igualar los átomos de cloro, 2 ClO3

−

→ Cl2

Enseguida, se identifca al átomo que ha variado su estado de oxidación para equipararlo con los electrones. En este caso, es el cloro cuyo estado de oxidación disminuye desde + 5 a 0, entonces, 2 ClO3 + 10e → Cl2 −

Luego, se igualan los oxígenos presentes, 2 ClO3 + 10e → Cl2 + 6 H2O −

Por último, se igualan los hidrógenos, 2 ClO3 + 10e −

+ 12 H

+

→ Cl2 + 6 H2O

d. Método del estado de oxidación en ambiente básico

C PEC H

Sea la siguiente reacción:

74

ZnO22− → Zn

Se identifca el elemento que ha variado su estado de oxidación.

Ciencias Plan Electivo - Química Vemos que el zinc varía su estado de oxidación desde +2 a 0. Al igualar se tiene, ZnO22− + 2e → Zn Luego, se agregan moléculas de agua donde haya exceso de oxígenos ZnO22− + 2e + 2 H2O → Zn Por último, se igualan los hidrógenos y oxígenos presentes, con OH−, ZnO22− + 2e + 2 H2O → Zn + 4 OH− Veamos otro ejemplo, HSnO2− → Sn En este caso, el estaño varía su estado de oxidación de +2 a 0. Se igualan con electrones, HSnO2−+ 2e → Sn A continuación, se agregan moléculas de agua donde haya exceso de oxígenos HSnO2− + 2e

+ H2O → Sn

Y finalmente los hidrógenos, se igualan con OH− HSnO2− + 2e + H2O → Sn+ 3 OH− Para resumir, realicemos algunas observaciones con respecto a los métodos presentados: - Se debe especificar el medio (ácido o básico) en el cual se lleva a cabo la reacción. - Si el medio es ácido, se usan H+ y si es básico, los OH−, para igualar los átomos de hidrógeno. - En medio ácido, el agua se agrega al lado que presenta déficit de oxígenos. En medio básico, se agrega al lado que presenta exceso de oxígenos.

CPECH

- Los electrones, para el método del ión electrón, se usan al final. Para el método del estado de oxidación se usan al principio, una vez identificado el elemento que varía su estado de oxidación.

75

Cap ítulo

5

Óxido-reducción 3. Celdas electroquímicas Uno de los usos de las reacciones de oxidaciónreducción puede veri�carse en lo que se conoce como celdas electroquímicas, sean estas celdas galvánicas o celdas electrolíticas. La primera es de uso común en radios, linternas, juguetes, etc., y se conocen comúnmente como pilas. Ejemplos de la segunda, son la descomposición de cloruro de sodio �undido para obtener sodio metálico y cloro gaseosos, la re�nación electrolítica de metales como cobre, níquel, aluminio, y el plateado o niquelado electrolítico, entre otros. Ahora bien, a pesar de que la pila que estudiaremos será di�erente de las que conocemos habitualmente, sus elementos cumplen la misma �unción: entregar energía eléctrica.

eAnodo de cinc

Voltímetro e-

Puente salino SO42-

Disolución de ZnSO4

Cátodo de cobre

Disolución de CuSO4

Figura 26. Celda electroquímica. (Archivo Cpech)

La electrólisis es un proceso a través del cual una sustancia conductora de la corriente eléctrica (electrolito) es sometida a cambios químicos, al hacer circular por ella una corriente continua mediante la introducción de dos electrodos. Los electrodos corresponden a placas metálicas conductoras de la corriente eléctrica, que permiten cerrar el circuito en su parte externa a la celda electrolítica, al conectarse con la �uente de poder. La electrólisis más conocida en la industria, especialmente en la minería, es utilizada en la re�nación de metales. Por ejemplo: la obtención de cobre electrolítico a partir de cobre blíster. En este proceso, a di�erencia de las celdas galvánicas, que entregan energía eléctrica, se requiere de ella para producir la electrólisis. Este proceso constituye el segundo tipo de celda que, a di�erencia de la anterior es productora de sustancia y no de energía.

a. Celda galvánica Posee las siguientes características: - Produce energía eléctrica debido a que del ánodo fuyen electrones hacia el cátodo para llenar el de�ecto de estos, provocado por el ion que los acepta. 2+ - En el ánodo se veri�ca la oxidación según Zn → ← Zn + 2e, con un potencial normal de reducción asociado de E° = -0,76 volts, lo que signi�ca que en esta reacción se entregan electrones y se �orman iones.

C PEC H

- En el cátodo se veri�ca la reducción según Cu2+ + 2e → ← Cu, con un potencial normal de reducción asociado de E°= + 0,33 volts, lo que signi�ca que en esta reacción los iones aceptan electrones.

76

- La �nalidad del puente salino es impedir toda acumulación de carga neta en cualquiera de los vasos, de tal �orma que los iones negativos que quedan en una de las disoluciones puedan di�undirse o migren al vaso donde hay exceso de iones positivos y, al mismo tiempo, los iones positivos se di�undan o migren hacia donde hay exceso de iones negativos.

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química - La reacción total que rige a esta pila en particular se puede obtener de la suma de sus semirreacciones:

Lámina de zinc

Cu2+ + 2e → ← Cu Zn2+ + 2e → ← Zn

E° = +0,33 volts E° = -0,76 volts

La segunda ecuación se invierte para eliminar los e.

+

Cu2+ + e → ←

E° = 0,33 volts

2+ Zn → ← Zn + 2e

E° = 0,76 volts E° = 1,09 volts

2+ Zn + Cu2+ → ← Cu + Zn

Disolución concentrada de sul�ato de cobre (II)

Figura 27. Lámina de cinc oxidada. (Archivo Cpech)

Ojo con Aunque propiamente el electrodo es el metal sumergido en la disolución, por extensión suele denominarse electrodo al conjunto �ormado por el metal y la disolución de la sal soluble de sus propios iones que está en íntimo contacto con el metal.

Aislante

Catódo de acero (-) Catódo (-) Ánodo recipiente de Zn (+)

Tapa móvil para agregar Vapor de H2O agua y ácido sul�úrico Ánodo (+) Catódo (-)

Ánodo (+)

Pasta húmeda de ZnCl2 y NH2Cl

2H2 (g) + 4OH(ac)

Catódo de grafto(-)

Pila seca

Ánodo de cinc(+)

Disolución de H2SO4

Pb (placas negativas)

Acumulador de plomo

Pila de combustión Hidrógeno-oxígeno Oxidación=Reducción

→ 4 H2O(I) + 4e- O2 (g) + 2H20 (I) + 4e- → 4OH(ac)

Capa de MnO2

Fondo metálico(cinc)

O2

H2

PbO2 (placas positivas)

Disolución electrónica que contiene Zn(OH)2 y HgO

Electrodo de carbón poroso con Ni y NiO

Electrodo de carbón poroso con Ni

U

Li → Li+ + e-

Catódo (-)

Recubrimiento

A nodo ( +)

Separación de papel

TiS2 Pila de litio estado sólido

TiS2 → TiS2 + e-

C PEC H

Figura 28. Celdas electrolíticas. (Archivo Cpech)

77

Cap ítulo

5

Óxido-reducción

b. Celda electrolítica

Ojo con

Posee las siguientes características: - Se requiere energía eléctrica, ya que por sí sola no �uncionaría. - En el ánodo ocurre la oxidación según: 2+ Cu → ← Cu + 2e

Cuando se dice que una reacción redox no es espontánea, no quiere decir que sea imposible la ocurrencia de dicha reacción, sino que, en el equilibrio, la reacción estará muy desplazada hacia la izquierda.

Aquí se coloca cobre blíster con un contenido aproximado de 95-96 % de cobre. Este electrodo se deshace, dejando en disolución iones cobre (Cu2+) y quedando bajo el ánodo, en el �ondo del estanque, un barro conocido como “barro anódico”, que contiene otros minerales como oro y plata. - En el cátodo ocurre la reducción según: Cu2+ + 2e → ← Cu Aquí se coloca una lámina de cobre electrolítico, la cual se engrosa, ya que se deposita el cobre que hay en la disolución. Este último es repuesto por el que es liberado en el ánodo. - La electrólisis se puede aplicar no solo al cobre, sino a otros elementos y compuestos con la fnalidad de refnarlos.

4. Predicción de reacciones 4. 1 Potenciales normales En toda reacción de óxido-reducción existe una transferencia de electrones; esta trans�erencia produce una di�erencia de potencial que es medible. Como en una reacción de oxidación-reducción siempre existe el elemento oxidante y el reductor, cada uno de ellos tiene asociado un potencial relacionado con una semirreacción, que corresponde a la capacidad intrínseca de cada uno de aceptar electrones; dicho potencial se conoce como potencial normal de reducción . Si bien es cierto que existe también el potencial normal de oxidación, por convección se tabuló y se midieron en �unción de la reducción, asignándosele un valor cero al hidrógeno (que se escogió como patrón o re�erencia, con respecto al cual se miden todos los potenciales). Esto signifca que el elemento es más reductor mientras mayor es el valor del potencial y más oxidante mientras menor es el valor del potencial. Cuando se realiza una reacción de óxido-reducción la di�erencia de potencial neto es producto de la di�erencia de los potenciales normales de reducción (E°) de cada semi-reacción, una de oxidación y otra de reducción.

C PEC H

En la Tabla 1 se presenta una lista de los potenciales normales de reducción de algunos elementos y sus semireacciones a 25 °C, 1 atmós�era y una concentración 1 Molar.

78

Todas las semirreacciones se deben combinar de tal �orma de anular los electrones que cada semirreacción de reducción acepta, invirtiendo aquella semirreacción cuyo potencial de reducción sea menor, ya que es el elemento de dicha reacción el que se oxida (cede electrones). Ahora bien, en el caso de que los electrones no se

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química puedan anular, se amplifca cada semirreacción por aquel �actor que iguale los electrones. Dicha amplifcación no modifca el valor numérico del potencial normal de reducción. Cabe recordar que la inversión de una semirreacción cambia el signo del potencial normal de reducción. Ya habíamos hablado de la di�erencia neta de potencial asociada a la reacción de óxido-reducción. Dicha di�erencia conocida como Δ E° puede ser mayor, menor o igual a cero. • Un Δ E° > 0 nos indica que la dirección espontánea de la reacción es de izquierda a derecha. Dicha reacción provoca un movimiento de electrones desde el ánodo hacia el cátodo. Si las semirreacciones se separan y se contactan mediante una membrana o un puente salino y además se introducen electrodos en cada una de ellas, podremos canalizar la trans�erencia de electrones por los conductores de los electrodos, lo que corresponde a una corriente eléctrica, que puede ser utilizada. Este tipo de reacciones es característico de pilas galvánicas. • Un Δ E° < 0 nos indica que la dirección espontánea de la reacción es de derecha a izquierda, es decir, desde el cátodo hacia el ánodo. Esta reacción necesita energía para que suceda en el sentido propuesto, por ende, dichas reacciones son características de procesos electrolíticos. • Un Δ E° = 0 signifca que la reacción no es espontánea y que a cualquier sentido que se desee dar a dicha reacción se le debe entregar energía eléctrica; por tanto, también esta reacción es característica de sistemas electrolíticos. En resumen: En una pila galvánica los Δ E° > 0 En una pila electrolítica los Δ E° ≤ 0

Sabías que...

C PEC H

Las pilas de combustión se basan en realizar la reacción de combustión de un combustible en �orma electroquímica, es decir, con producción de energía eléctrica en lugar de energía calorífca. La reducción y la oxidación ocurren separadamente, una en cada electrodo. La pila de combustión más común es la de hidrógeno-oxígeno, donde el electrolito es una disolución de KOH. Estas pilas pueden compararse con un motor de combustión interna, pero su rendimiento es considerablemente mayor. Se emplean con éxito en las naves espaciales como complemento de la energía proporcionada por las pilas solares.

79

Óxido-reducción Tabla 1. Potenciales normales de reducción a 25 °C

Reacción

E° / volts

Li / Li

Li + e

→

Li°

−3,045

Na+/Na

Na+ + e

→

Na°

−2,714

V 2 +/V

V 2 + + 2e

→

V°

−1,186

Zn2 +/Zn

Zn2 + + 2e

→

Zn°

−0,763

Fe2 +/ Fe

Fe2 + + 2e

→

Fe°

−0,440

Cd2 +/Cd

Cd2 + + 2e

→

Cd°

−0,403

T I+/T I

T I+ + e

→

T I°

−0,336

Ni2 +/Ni

Ni2 + + 2e

→

Ni°

−0,250

Sn2 +/Sn

Sn2 + + 2e

→

Sn°

−0,136

Pb2 +/Pb

Pb2 + + 2e

→

Pb°

−0,126

Pt/H+/ H2

2H+ + 2e

→

H2°

0,000

Pt/Sn4 +/Sn2 +

Sn4 + + 2e

→

Sn2 +

+0,150

Cu2 +/Cu

Cu2 + + 2e →

Cu°

+0,337

Cu+/Cu

Cu+ + e

→

Cu°

+0,521

+

+

O20 + 2H+ + 2e → H2O2

+0,682

Pt/ Fe3 +/ Fe2 +

Fe3 + + e

→

Fe2 +

+0,771

Ag +/Ag

Ag + + e

→

Ag°

+0,799

Br2° + 2e

→

2Br-

+1,065

Pt/ H+,O2 /H2O2

Pt/Br2 /Br

-

Aumenta el poder reductor

Electrodo

Aumenta el poder ox idante

Cap ítulo

5

C PEC H

La regla diagonal establece que en condiciones de estado estándar, cualquier especie a la izquierda de una semirreacción dada, reaccionará espontáneamente con la especie que aparece a la derecha de cualquier semirreacción colocada arriba de ella en una tabla de potenciales estándar de reducción que haya sido escrita de menor a mayor (Tabla 1).

80

Ciencias Plan Electivo - Química

Actividades 1. Señala qué elementos tienen un cambio en su estado de oxidación e indica cuando corresponda, si el elemento se oxida o se reduce. a. NO + 2 H2O → ← NO3– + 4 H+

b. I2 → ← 2 I–

c. AgNO3 + Cu → ← Cu(NO3)2 + Ag

2. Sea la siguiente reacción: Fe2+ + MnO4– → Fe3+ + Mn2+ a) Identificar proceso de oxidación y de reducción. b) Reconocer agente reductor y agente oxidante.

3. Sea la siguiente reacción: 2– SO3 2– + MnO4– → ← SO4 + MnO2

a) Identificar proceso de reducción y de oxidación. b) Reconocer agente oxidante y agente reductor.

4. Sea la siguiente reacción:

2+ Cu + NO3– → ← Cu + NO2

a) Identificar proceso de reducción y de oxidación.

CPECH

b) Reconocer agente oxidante y agente reductor.

81

Capítulo

5

Óxido-reducción

5. Determinar cuál es el estado de oxidación de: a) S en SO32– b) N en NO3– c) Cl en ClO4–

6. Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción para: a) AgNO3 + Cu → ← Ag + CuNO3

CPECH

3+ b) Cr2O72– + H2S → ← Cr + S

82

Capítulo 6 R�acci�n�s ácido ba�e

Objetivos

� � � �

Conocer las teorías usadas en ácido base. Reconocer e identifcar escalas de pH. Defnir términos usados en ácido base. Distinguir entre compuestos ácidos, básicos y neutros.

Cap ítulo

6

R�acci�n�s ácido ba�e Al clasifcar las sustancias químicas se trató de agruparlas de acuerdo con sus características más relevantes. Es así como se llegó a distinguir tres grupos: los ácidos, las bases y las sales. Para los ácidos se eligió como característica más relevante el sabor agrio que presentan. Así, el limón tiene tal sabor gracias al ácido cítrico, el vinagre al ácido acético que posee, etc. Con respecto a las bases, tienen en común su textura jabonosa y su sabor amargo. Son bases el hidróxido de sodio, el hidróxido de potasio, etc. Para el tercer tipo de sustancias, se observó su característica más relevante: equiparar o neutralizar las dos anteriores. Sin embargo, esta clasifcación es simplista, pues ácidos, bases y sales presentan características más específcas, como se verá en este capítulo.

1. Conceptos y características de ácidos y bases Los ácidos y las bases son sustancias con características bien defnidas, las cuales se describen a continuación: a. Ácidos •Tienen un sabor agrio. • Forman disoluciones acuosas conductoras de electricidad. • Neutralizan a una base, formando de manera general sal y agua. • Dependiendo de su comportamiento, tiñen a algunos indicadores. Por ejemplo, tiñen de rojo al papel tornasol azul. • Los ácidos son muy comunes en nuestro día a día: es así que habitualmente se utiliza una disolución de ácido acético (vinagre), para condimentar diversos alimentos. También las frutas presentan Figura 1. Limones. (Wikimedia commons) ácidos, tales como el ácido cítrico presente en la naranja, limón, pomelo, tomate, etc. El ácido málico presente en la manzana, pera y membrillo, el ácido tartárico, presente en la uva; tenemos ácidos como el sulfúrico que se encuentra en las baterías de automóvil, el ácido clorhídrico presente en líquidos industriales utilizados para la limpieza de pisos, azulejos, etc. b. Bases

C PEC H

•Tienen sabor astringente (sensación similar a la que se percibe al comer una fruta inmadura o verde). • Forman disoluciones acuosas conductoras de electricidad. •Tiñen de azul al papel tornasol rojo, es decir, es contrario al ácido. • Se neutralizan con un ácido, formando sal y agua. •Tienen al tacto una sensación jabonosa. • Las bases también son comunes en el uso cotidiano, así por ejemplo, varios líquidos de limpieza contienen bases como el hidróxido de sodio (NaOH) o hidróxido de amonio (NH4OH) , la leche de magnesia usada para combatir la acidez estomacal, contiene hidróxido de magnesio (Mg(OH)2) ; en la industria química las bases son muy empleadas, es así que se utiliza el hidróxido de sodio para la fabricación de jabones, detergentes y otros.

84

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química c. Sales Las sales presentan en general características neutras, sin embargo, son consideradas electrolitos, por su tendencia a la disociación en un medio acuoso. Ejemplo:

NaCl → Na+ + Cl−

Las sales son comunes en nuestro día a día; a modo de ejemplo: la sal común o “de mesa” es el cloruro de sodio (NaCl) , que está presente en nuestras comidas, el bicarbonato de sodio (NaHCO3) es usado como antiácido y también en la preparación de tortas y queques, el sulfato de sodio (Na2SO4) y el sulfato de magnesio (MgSO4) son utilizados como purgantes, el sulfato de calcio dihidratado (CaSO4 x 2H2O) o yeso es usado en kinesiología, arte, en construcción, etc.

2. Teorías de ácido base 2. 1 Teoría de Arrhenius Svante Arrhenius (1859-1927) postula las siguientes defniciones para ácido y base. • Ácido: Son compuestos que en disolución acuosa se ionizan, liberando iones hidrógeno (H+) al medio. Ejemplos: HCl → H+ + Cl− H2SO4 → 2 H+ + SO42 − HNO3 → H+ + NO3 − Sin embargo, los ejemplos anteriores no son tan rigurosos en cuanto a su disociación. Es el ion hidrógeno el que realmente no se ajusta a la realidad. Esta entidad está rodeada por agua, formándose: H+ + H2O → H3O + El H O+ es el ion hidronio y es más estable que el H+. Por lo tanto, los ejemplos anteriores deben considerar la 3 presencia del agua, quedando: HCl + H2O → H3O + + Cl− H2SO4 + 2 H2O → 2 H3O+ + SO42 − HNO3 + H2O → H3O+ + NO3 − Para facilitar el tratamiento de los aspectos ácidos y básicos de los compuestos, no haremos uso de la presencia del ion hidronio.

C PEC H

• Base: Son compuestos que, en disolución acuosa, liberan iones hidróxilos (OH−) al medio.

85

Cap ítulo

6

R�acci�n�s ácido ba�e Ejemplos:

LiOH → Li+ + OH− Al(OH)3 → Al3+ + 3 OH− Sn(OH)4 → Sn4+ + 4 OH−

Podemos apreciar que los hidrácidos y oxácidos serán ácidos, según la teoría, y que los hidróxidos serán básicos. Debido a que los otros compuestos no están dentro de este esquema, la teoría de Arrhenius tiene un límite. Además, el disolvente utilizado es únicamente el agua.

2.2 Teoría de Lowry y Brönsted Ambos investigadores propusieron las siguientes defniciones para ácido y base. • Ácido: aquella entidad que puede donar o ceder iones hidrógeno (protones) al medio en disolución (no necesariamente agua). Ejemplos:

HBr → H+ + Br− NH4 + → NH3 + H+ H3 PO4 → 3 H+ + PO43 −

• Base: aquella entidad que puede captar o aceptar iones hidrógeno (protones) del medio en disolución. Ejemplos:

HS − + H+ → H2S HPO42 − + H+ → H2 PO4 − HCO3 − + H+ → H2CO3

Para esta teoría se establece lo siguiente: Ácido → Base + Ion hidrógeno (H+) Cada ácido podrá generar una base y cada base más ion hidrógeno (protones) establecerá un ácido. A su vez, esta teoría propone el término “conjugado de”, es decir, cada ácido y base tendrá su respectivo conjugado. Ejemplo:

HF → H+ + F−

El HF es ácido y el anión fuoruro es la base conjugada del ácido fuorhídrico. Ácido → H+ Ejemplo:

+

Base conjugada

CO32 − + H+ → HCO3 −

C PEC H

El anión carbonato es una base y el anión bicarbonato es el ácido conjugado

86

Base + H+ → Ácido conjugado Si juntamos una base y un ácido surge lo siguiente: HCl + SO42 − → HSO4 − + Cl−

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química El HCl es el ácido → El Cl- es su base conjugada El SO42 − es la base → El HSO42 − es su ácido conjugado Podemos observar que dentro de esta teoría un ácido puede comportarse como base o viceversa, según se defna la participación del ion hidrógeno. Aquellos compuestos que tengan esta dualidad (ácido base) se llamarán anfolitos . El agua es un compuesto que presenta esta característica, no es el único, pero es el más común. Además, los hidróxidos al parecer no quedarían defnidos según la teoría. Los hidrácidos y los oxácidos vuelven a ser catalogados como ácidos y sus aniones como base.

2.3 Teoría de Lewis La estructura de Lewis, como se recordará, permite saber la distribución de los electrones de un elemento que participa del enlace químico. A partir de este hecho, Lewis propone la defnición para ácido y base. • Ácido: aquella entidad capaz de aceptar un par de electrones de su entorno. • Base: aquella entidad capaz de ceder o donar un par electrones. BF + NH → BF NH

Ejemplo:

3

3

3

Haciendo la estructura de Lewis para cada componente, da: base de Lewis

H H

x

x Nx + x x

H

x x

xx F xx

B x x

F xx

x

xx x

H x Fx

xx x Fx xx

H

x

x Nx x x

x

B

x

H xx F xx

xx x Fx x xx

xx

xx

ácido de Lewis

Ojo con

3

Los electrolitos son las sustancias que, disueltas en agua, producen disoluciones conductoras de la electricidad, debido a la presencia de iones en la disolución. Aquellas sustancias que no cumplan con esta propiedad se clasifcan como sustancias no electrolíticas.

El BF3 será el ácido dado que puede aceptar un par electrónico y el NH3 será la base dado que da el par electrónico. Esta teoría, a diferencia de las anteriores, usa a los electrones para establecer un ácido o una base. Además, abarca a todos los compuestos y relaciona los tipos de enlaces que se establecen entre los compuestos. Aquí la regla del octeto y dueto debe ser considerada para establecer la diferencia entre ácido y base. Disociación

3. Constantes de acidez (Ka) y de basicidad (Kb) Las constantes de acidez (Ka) y de basicidad (Kb) expresan la tendencia que tiene un ácido y una base respectivamente para disociarse.

de un ácido fuerte

HA

HA

H+

A-

HA

H+

A-

Disociación

La constante respectiva indicará la relación que se establece entre las concentraciones de los iones y el compuesto. Veamos ejemplos para cada caso:

Su constante es

Ka=

2– + H2S → ← 2 H +S

[ H ] [S ] [H2S] + 2

2–

HA

Figura 30. Disociación débiles. (Archivo Cpech)

de

ácidos

C PEC H

Ácido

de un ácido débil

87

Cap ítulo

6

R�acci�n�s ácido ba�e + NH3 + H2O → ← NH4 + OH

Base Su constante es

Kb=

[NH4+] [OH-] [NH3] [ H2O]

Cada ácido y base tendrá su propio valor de constante. Si un ácido tiene una gran disociación, se llamará ácido fuerte y su constante será alta. Si presenta una mínima disociación, se llamará ácido débil y su constante será pequeña en comparación a un ácido fuerte. Para las bases ocurre el mismo esquema: base fuerte y base débil. Veamos algunos ejemplos de ácidos y bases de acuerdo con la característica enunciada: Tabla 1. Valores de Ka de ácidos fuertes y débiles. Ácido

Ka

HClO4

Grande

CH3CH2COOH H3 BO3

1,4x10 M -5

6,0x10

-10

M

El HClO4 será un ácido fuerte y el H3 BO3 , un ácido débil. El CH3CH2COOH puede ser considerado como ácido intermedio. Tabla 2. Valores de Kb de bases fuertes y débiles. Base

Kb

NaOH

Grande

NH3

1,8x10-5 M

C6 H5 NH2

3,8x10-10 M

El NaOH será una base fuerte y el C6 H5 NH2, una base débil. El NH3 será una base intermedia. Ocupando la teoría de Lowry y Brönsted surgen otros aspectos que son de interés conocer. Esta teoría dio el término ácido conjugado y base conjugada, por lo tanto, en ácido-base: ácido fuerte → base conjugada débil base fuerte → ácido conjugado débil ácido débil → base conjugada fuerte base débil → ácido conjugado fuerte Por otra parte, sabemos que algunos ácidos y bases presentan más de una disociación (polidisociados) y para cada caso habrá un valor de constante.

C PEC H

Por ejemplo, sea un ácido

88

H4X

–

H3X H2X HX

2–

3–

→ ← → ← → ← → ←

H3X– + H+

Ka1

H2X + H

Ka2

2–

3–

HX + H 4–

X +H

+

+

+

Ka3 Ka4,

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química Al ordenar en forma decreciente las constantes quedarán, Ka1 > Ka2 > Ka3 > Ka4 Si queremos obtener la constante para una disociación total, se establece → H4X ← 4 H+ + X4Ka=

[H+]4 [X4-] [ H4X ]

Ka = Ka1 x Ka2 x Ka3 x Ka4 Se multiplican las cuatro constantes respectivas o las que presente el ácido. Ejemplo: – + H3 PO4 → ← H2 PO4 + H Ka1 = 7,5 x 10-3 M + H2 PO4 → ← HPO4 + H –8 Ka2 = 6,2 x 10 M –

– 3– + HPO42 → ← PO4 + H – 12 Ka3 = 1,0 x 10 M

La constante para el proceso con una disociación total es 3– + H PO → ← 3 H + PO4 3 4

Ka =

Sabías que...

2–

Disoluciones acuosas diluidas son aquellas cuya concentración de soluto es inferior a un mol por litro. En ellas la concentración del H2O se mantiene casi constante e igual a 55,5 M.

[H +]3 ⋅ [PO 3–] [H PO ] 3

4

4

Ka = Ka1 x Ka2 x Ka3 = 4,65 x 10-22 M El H3 PO4 a través de este procedimiento adquiere una constante bastante pequeña, con lo cual puede ser considerado un ácido débil. Finalmente, las bases también pueden ser aplicadas al mismo esquema. Las constantes de ácidos y bases aparecen en tablas y fueron medidas a 25 °C y 1 atmósfera de presión (medida estándar).

4. Producto iónico del agua (Kw) El agua es un compuesto que tiene una particularidad especial. Por ello, no resulta fácil explicar su comportamiento. Por ejemplo, presenta un amplio rango para mantenerse líquida (0 °C a 100 °C). No ocurre lo mismo con otros compuestos. Además, tiene una concentración elevada (55,55 M).

+ – H2O → ← H + OH

La constante de equilibrio para el agua es Kc = [ H+] [OH–]⁄ [H2O]

C PEC H

Desde el punto de vista ácido base, el agua es un anfolito y su disociación puede ser establecida como sigue,

89

Cap ítulo

6

R�acci�n�s ácido ba�e Luego de realizar ciertos pasos matemáticos nace la constante del agua, Kw

Experimentalmente, a 25 °C, su valor es:

Kc [H2O] = [H+] [OH–] Kw = [H+] [OH–] Kw = 1 x 10

2

- 14

2

mol / L

De este valor, surgen antecedentes bien importantes. Si x partes de agua se disocian en iones H+ y OH- , en el equilibrio tendremos: + H2O → ← H + OH inicial Ci equilibrio Ci-x x x

Donde Ci = concentración inicial Esto es, [H+] = [OH-] = x , reemplazando en Kw, tenemos Kw = x · x

�Kw

Kw = x2

=x

Al extraer raíz tendremos el valor de x, el que informará de las concentraciones de los iones en el equilibrio. x = �(1,0 x 10-14 M2) x = 1,0 x 10-7 M Por lo tanto,

[ H+] = [OH-] = 1,0 x 10-7

A este punto se lo conoce como región neutra . Si la concentración de H+ es mayor que la de OH- es región ácida y, si es menor, región básica . Resumiendo: Tabla 3. Relación cualitativa entre [H+] y [OH-] . [H+] > [OH-]

región ácida

[H+] = [OH-]

región neutra

-

[H ] < [OH ] +

región básica

y expresados en valores Tabla 4. Relación cuantitativa entre [H+] y [OH-] . [H+] (M)

1

1,0x10

-3

1,0x10

-5

1,0x10

C PEC H

-7

90

1,0x10

1,0x10

-9

- 11

1,0x10

- 14

[OH-] (M)

1,0x10

- 14

1,0x10

- 11

1,0x10

-9

1,0x10

-7

1,0x10

-5

1,0x10 1

-3

Kw (M2)

1,0x10

- 14

1,0x10

- 14

1,0x10

- 14

1,0x10

- 14

1,0x10

- 14

1,0x10

- 14

1,0x10

- 14

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química -

Se observa que, si la concentración de H+ va disminuyendo, la de OH va aumentando. El producto iónico del agua, por ser constante, tiene que dar siempre el mismo valor. La zona neutra corresponde a un solo punto, las otras zonas tienen un rango. Por lo tanto, no será difícil establecer una concentración en función de la otra. Si tomamos la constante de acidez para un compuesto se establece lo siguiente: es posible saber su constante de basicidad a través de la constante de agua, dado que, Ka · Kb = Kw Esto nos permite concluir que un compuesto ácido o básico también presentará la otra constante, pero una será mayor que la otra. Veamos un ejemplo: Ka (CH3CH2COOH) = 1,4 x 10-5 M La constante de basicidad se establece como: Ka • Kb = Kw Reemplazando, Kb =

Kb = Kw / Ka

1,0 x 10-14 M2 1,4 x 10-5 M

Kb = 7,1 x 10- 10 M Se observa que Ka > Kb, por lo tanto, el compuesto es un ácido y su característica básica se encuentra aminorada. La misma explicación puede aplicarse a una base.

5. Medidas de la acidez y la basicidad Es posible, matemáticamente hablando, medir la acidez o basicidad de una entidad. Sin embargo, experimentalmente se puede hacer a través de un instrumento llamado peachímetro , con papeles que están tabulados o con indicadores (más adelante estudiaremos los indicadores). Veamos la primera propuesta. El término usado es el pH y es una escala propuesta por el investigador Sörensen. El rango de medición está entre 0 y 14 y se defne a través del logaritmo en base 10 de la concentración del ion hidrógeno: pH = -log[ H+] También se puede aplicar a la concentración de OH- , a la constante de acidez, basicidad y del agua, dando: pOH = -log[OH-]

C PEC H

pKa = - log Ka pKb = - log Kb pKw = - log Kw

91

Cap ítulo

6

R�acci�n�s ácido ba�e La escala de pH distingue tres zonas Tabla 5. Valores de pH y grado de acidez. Zona

pH

0 a 6,9

ácida

7

neutra

7,1 a 14

básica

Vemos que tanto la zona ácida como la básica tienen un rango y que la zona neutra tiene un solo valor. Por lo tanto, cada ácido presentado (ácido fuerte y débil) y cada base presentada (base fuerte y débil), tendrá su pH característico y la forma de calcularlo varía para cada caso. a v ez cer l te, ido óv i n a a m m n o líqu ma e to aut e limó ana ón u d b n m h a o u u o, ios d nos go ,j na ana od i de r go stic re h sia , ju hor o ri es mé ia-v id l hum nj a ería ico, j u ang ia, gne o r t p a s a o a v r d a a t , u p m a a iv r b m ús ura e ll em ec sa l o li ona aco o en ást e en de ap ad ad a d íquid da ca arb d og od agr oní he he, do l bic lec lec áci agu agu agu agu am líqui j ug v in j ug so

pH disolución 0

1

2

3

4

5

6

7

8

10

9

Aumento de acidez

[OH -] [H+]

10-14

1

10- 13

10- 1

10-12

10-2

10-11

10-3

10-10

10-4

11

12

13

14

Aumento de basicidad

10-9

10-5

10-8

10-6

10-7

10-7

10-6

10-8

10-5

10-9

10-4

10-10

10-3

10-11

10-2

10-12

10- 1

10- 13

1

10-14

Figura 31. Escala de pH. (Archivo Cpech) • Relación entre pH y pOH: Esta relación surge del producto iónico del agua, el cual relaciona la concentración del ion hidrógeno y del hidróxido, y se expresa

Kw = [H+] · [OH-] al aplicar logaritmo a esta expresión se obtiene, log Kw = log [H+] + log [OH-] Pero nosotros sabemos que log Kw = - pKw log [H+] = - pH log [OH-] = - pOH Reemplazando y multiplicando por - 1, se obtiene:

C PEC H

pKw = pH + pOH Y si calculamos el logaritmo de Kw se obtiene: 14 = pH + pOH

92

Con esta expresión, podemos relacionar al pOH y las zonas ácidas, neutras y básicas.

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química Tabla 6. Valores de pOH y grado de acidez. Zona

pOH

7,1 a 14

ácida

7

neutra

0 a 6,9

básica

Relacionando pH y pOH se logra:

Sabías que...

Tabla 7. Relación entre pH y pOH. pH

pOH

pKw

1

13

14

0

3

5

7

9

11 14

14

11 9

7

5

3

0

14 14 14 14 14 14

14

A medida que aumenta el pH, el pOH va disminuyendo y viceversa. Pero siempre la suma de ambos debe dar 14 .

El ácido nítrico, dentro de muchas aplicaciones, es usado en la fabricación de explosivos, seda artifcial, plásticos, tintas y barnices. Se trata de uno de los ácidos más antiguos, pues ya era usado por los alquimistas con el nombre de aqua fortis. La mezcla en proporciones técnicas adecuadas de ácido nítrico y ácido clorhídrico recibe el nombre de agua regia (dado por los alquimistas, debido al hecho de atacar el oro, conocido como el rey de los metales).

6. Cálculo del pH para ácidos y bases 6. 1pH para ácido fuerte Como se estableció, un ácido fuerte estará muy disociado. Por lo tanto, solo sabiendo la concentración inicial (Ci) del ácido se puede calcular su pH. Ejemplo: ¿Cuál es el pH de una disolución de HCl cuya concentración es de 0,01 mol/ L? Planteando la disociación:

HCl → H+ + Cl−

Y, por estequiometría, la relación entre el ácido y el ión hidrógeno es 1:1, por ello,

Finalmente, da:

pH = -log [H+] pH = - log 0,01 pH = 2

C PEC H

HCl → H+ + Cl− 0,01 M 0,01 M 0,01 M

93

Cap ítulo

6

R�acci�n�s ácido ba�e 6.2 pH para ácido débil Para establecer la concentración del ion hidrógeno en una disolución de ácido débil, se debe advertir que este tipo de ácido no tiene una gran disociación y, por lo tanto, hay que considerar la situación inicial y de equilibrio.

Ejemplo: ¿Cuál es el pH de un ácido débil HX cuya concentración inicial (Ci) es de 0,3 M y su constante de acidez de 1,0 x 10 -5 M?

inicial equilibrio

HX ↔ H+ + XCi Ci-x x x

Ka = Como [H+] = x; [X-] = x y [HX] = Ci -x Ka =

[H+][X-] [HX] x2 Ci - x

Como x es muy pequeño, podemos despreciarlo en el denominador, obteniendo x2 = Ka ⋅ Ci x = �Ka Ci

[ H+] = �

Entonces la [H+] es: aplicando log y multiplicando por - 1 queda:

-log[H+] = - log �Ka x [Ci] ]

como

pH =

Entonces,

pH = - log �( 1 x 10-5 ⋅ 0,3)

+

pH = 2,76

6.3 pH para base fuerte

C PEC H

Una base fuerte está completamente disociada, por lo tanto, la concentración inicial (Ci) dada será la misma para el resto de los iones presentes en la disolución.

94

Ejemplo: ¿Cuál es el pH de una disolución de NaOH cuya concentración es de 0.05 mol/ L?

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química Planteamos la disociación NaOH → Na+ 0,05 M 0,05 M

+ OH0,05 M

Se observa que no se informa concentración de H+. Para responder a este requerimiento usamos el producto iónico del agua, dando Kw = [H+][OH-]

Despejamos la [H+], obteniendo Kw [H+] = [OH-] Y esta se reemplaza en pH, dando: pH pH pH pH

= -log [H+] = -log (Kw / OH-) = -log Kw + log [OH-] = 14 + log [OH-]

Es esta última expresión la que usamos para responder el ejercicio, obteniendo: pH = 14 + log 0,05 pH = 12,70

6.4 pH para base débil La base débil no tiene una gran disociación, y al igual que el ácido débil, se debe considerar su situación inicial y en el equilibrio. Aquí se debe usar la constante de basicidad del compuesto. Ejemplo: ¿Cuál es el pH de una base débil, XOH, cuya constante de basicidad (Kb) es 1,0 x 10 M y con una concentración inicial (Ci) de 0,4 M? -5

inicial equilibrio

Despreciando x en la sumativa La concentración de OH- , se expresa:

XOH ↔ X + + OHCi Ci-x x x

Kb =

[X+] + [OH-] [XOH]

Kb =

x2 Ci - x

x = �Kb ⋅ Ci [OH-] = �Kb ⋅ Ci

C PEC H

Planteando

95

Cap ítulo

6

R�acci�n�s ácido ba�e Sin embargo, en la expresión de pH aparece [H+] y, por ello, se debe buscar una expresión para este requerimiento y nuevamente Kw nos ayuda, dando Kw [H+] = [OH-] Aplicando log y multiplicando por - 1, tenemos, -log [H+] = -log (Kw / [OH-]) Como

pH = -log [H+]

entonces,

pH = -log Kw/ [OH-] pH = -log Kw + log[OH-]

reemplazando [OH-]

pH = -log Kw + log �Kb ⋅ Ci pH = pKw + log �Kb ⋅ Ci pH = 14 + log �Kb ⋅ [Ci]

Si reemplazamos la información dada en el ejemplo nos da pH = 14 + log �( 1x 10-5 ⋅ 0,4) pH = 11,3

7. Indicadores Los indicadores son compuestos orgánicos, principalmente. Tienen un rango determinado de pH por medir y funcionan alterando el color según el pH de la disolución. Así, cuando son agregados a una disolución de pH desconocido adquieren cierta tonalidad que indica el valor del pH. Si el pH del compuesto es ácido tendrá cierto color y, si es de pH básico, manifestará un segundo color. Los indicadores son muy útiles en la titulación Figura 32. Indicador de pH. de ácidos y bases (neutralización). (Wikimedia Commons) Tabla 8. Intervalo de viraje y color de indicadores de pH.

C PEC H

Indicador

96

Color a pH inferior

Azul de timol (1er viraje)

Rojo

Azul de bromofenol

Amarillo

Anaranjado de metilo

Rojo

Rojo de metilo

Rojo

Rojo de clorofenol

Amarillo

Azul de bromotimol

Amarillo

Rojo neutro

Azul de timol (2º viraje)

Rojo - Azulado Amarillo

Fenolftaleína

Incoloro

Amarillo de alizarina

Amarillo

Intervalo de viraje (unidades de pH)

Color a pH superior

1,2 - 2,8

Amarillo

3,1 - 4,4

Amarillo - anaranjado

3,0 - 4,6 4,4 - 6,2

4,8 - 6,4

Azul - violeta

Amarillo Rojo - púrpura

6,0 - 7,6

Azul

8,0 - 9,6

Azul

10,1 - 12,0

Rojo

6,8 - 8,0

8,3 - 10,0

Amarillo - pardo

Rojo - violeta

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química

Ojo con El papel indicador universal, impregnado de diversos indicadores, es muy utilizado en laboratorio para medir aproximadamente el pH de una disolución. Introduciendo en ella un trocito de papel, este muestra un color determinado desde el rojo al azul, según sea muy ácida o muy básica.

8. Disoluciones buffer Estas disoluciones también son conocidas como amortiguadoras , reguladoras y tampón. Todas presentan la misma cualidad, que es la de mantener el pH en un cierto rango, el cual no se ve modifcado al variar algún factor de la disolución. La sangre es un ejemplo de disolución buffer, su pH está en el rango de 7 a 7,4 . En las disoluciones buffer hay un equilibrio entre el componente ácido y básico. Veamos la deducción para el pH de una disolución ácida y básica, respectivamente. Figura 33. Papel pH. (Wikimedia Commons)

8. 1 Disolución ácida Sea

+ – HX → ← H + X

donde la Ka es:

Se despeja [H+], dando [H+] =

[H+] . [X–] [HX] Ka [HX] [X–]

Aplicando log, se obtiene log [H+] = log Ka + log multiplicamos por - 1, dando:

[HX] [X–]

- log [H+] = - log Ka - log

Reemplazamos por pH y pKa, y se obtiene

pH = pKa - log

[HX] [X–]

pH = pKa + log

[X–] [HX]

Reordenando,

[HX] [X–]

Por lo tanto, aquellos ácidos que presenten constantes de acidez tendrán un efecto tampón.

C PEC H

Ka =

97

Cap ítulo

6

R�acci�n�s ácido ba�e 8.2 Disolución básica Sea,

+ – XOH → ← X + OH

en la cual la constante de basicidad es Kb =

[OH–] · [X +] [XOH]

Dado que: [OH–] =

Kw [H+]

reemplacemos la concentración de hidróxido por la expresión anterior, obteniendo Kb =

Kw · [X +] [H+] [XOH]

[H+] =

Kw · [X +] Kb [XOH]

Despejamos la [H+], dando

aplicando -log y desarrollando, obtenemos pH = 14 - pKb + log log [XOH] [X +]

9. Neutralización La neutralización es una reacción entre un ácido y una base, en la cual se logra equiparar la fuerza de ambos y el pH de la disolución es neutro. Supongamos el siguiente suceso: sea el HCl y el NaOH. El ácido tiene una concentración 0,1 mol/ L y la base igual valor. En la bureta coloquemos 20 mL de base y en el matraz Erlenmeyer 10 mL de ácido y empecemos a agregar al matraz un volumen de base. Luego midamos el pH cada cierto volumen. Esto lo resumimos en la siguiente tabla. Tabla 9. Neutralización de HCl con NaOH. V base (mL)

[H+] (M)

pH

0

0,1

1

2

0,0667

1,18

6

0,0250

1,6

4 8

9,8

0,001

2

3

5,01x10-6

5,3

14

6,3x10-13

12,2

20

C PEC H

0,0111

1,37

9,999 10

98

0,0429

1,0x10-7

3,0x10-13

7

12,52

Realicemos las observaciones respectivas. A medida que el volumen de base agregado va aumentando, también lo hace el pH. Cuando el volumen de base fue igual al del ácido contenido en el matraz el pH resultó ser neutro y, �nalmente, cuando el volumen de base fue mayor que el ácido, se acentuó el carácter básico de la disolución. Se puede notar que cuando el volumen de base agregado es cercano a 10 mL, el pH empieza a subir rápidamente. Se puede pensar que este hecho es proporcional, pero no lo es, al grafcarlo es una curva logarítmica y no una recta.

Ciencias Plan Electivo - Química El pH antes del punto neutro se calculó de la siguiente forma: se hizo el supuesto de que los volúmenes son aditivos debido a que las densidades de las disoluciones son iguales. Por lo tanto, el volumen final es la suma del volumen de base agregado más el volumen de ácido dado. Los mol en juego se calcularon restando a los mol de ácido los mol de base agregada y luego se aplicó la definición de pH. Por ejemplo, al agregar 4 mL de NaOH 0,1 M tenemos: Vfinal = 10 mL de ácido + 4 mL de base Vfinal = 14 mL nº de mol en juego =

0,1 mol . 4 mL 0,1 mol . 10 mL mol de H+ mol de OH1000 mL 1000 mL = 1 . 10-3 - 4 . 10-4 = 6 . 10-4 mol de H+

[H+] =

6 . 10-4 . 1.000 mol/L = 0,0429 M 14

pH = 1,37

El pH después del punto neutro se calculó de la siguiente forma: se volvió al supuesto de la suma de los volúmenes. En este caso, se establece la concentración de hidróxido y los moles en juego son los de base agregados, menos los moles de ácido dado. Por ello es que el pH debe dar básico después del punto neutro. Por ejemplo, al agregar 14 mL de base: Vfinal = 10 mL de ácido + 14 mL de base Vfinal = 24 mL 0,1 mol . 10 mL nº de mol en juego = 0,1 mol . 14 mL mol de OH- mol de H+ 1000 mL 1000 mL = 1,4 . 10-3 - 1 . 10-3 = 4 . 10-4 mol de OH[OH-] =

4 . 10-4 . 1.000 mol/L = 0,0167 M 24

pH = 12,22

Finalmente, se puede calcular el pH de zona neutra sabiendo las concentraciones en juego y los volúmenes respectivos con el supuesto de que los volúmenes se suman, esto es:



Cácido • Vácido = Cbase • Vbase

CPECH

Donde C es concentración y V es el volumen.

99

Capítulo

6

Reacciones ácido base 9.1 Titulación La titulación es una técnica muy usada para averiguar la concentración que tiene una disolución ácida o básica, a través de una neutralización controlada. Consiste en que una disolución de concentración conocida, o disolución estándar, se adiciona gradualmente a otra disolución de concentración desconocida hasta que la reacción de neutralización entre las dos disoluciones se completa. Si conocemos los volúmenes de las disoluciones estándar y de la desconocida que se usaron en la titulación, y la concentración de la disolución estándar, se puede calcular la concentración de la disolución desconocida. Procedemos colocando en la bureta la disolución básica de concentración conocida, la que se agrega cuidadosamente sobre la disolución ácida de concentración desconocida hasta que se alcance el punto de equivalencia, es decir, el punto en el que la disolución estándar ha reaccionado o neutralizado completamente a la disolución de concentración desconocida. Antes de la titulación se agregan unas gotas de un indicador ácido-base a la disolución ácida, habitualmente fenolftaleína (Ver Tabla 8). El punto de equivalencia se reconoce cuando el indicador cambia de color,

Sabías que...

CPECH

Los extintores de incendio de espuma química, son cilindros con dos contenedores, uno posee bicarbonato de sodio y el otro, ácido sulfúrico. Cuando el extintor es abierto, se promueve la mezcla de los compuestos, y el gas carbónico obtenido es eyectado a través de la manguera dirigida al fuego.

100

Figura 34. Titulación de una disolución ácida. (Archivo Cpech)

Ciencias Plan Electivo - Química

Actividades 1. Identifica los pares ácidos-base conjugados en las siguientes reacciones a) CH3COO- (ac)+ H2O ↔ (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac) b) HCN (ac) + H2O (l) ↔ CN- (ac) + H3O+ (ac) c) H2SO4 (ac) + H2O (l) ↔ HSO4- (ac) + H3O+ (ac) d) NH3 (ac) + H2O (l) ↔ NH4+ (ac) + OH- (ac)

2. El pH de una solución 0,5 M de Amoníaco (NH3) es 11,48. Calcula a) la constante de basicidad (Kb). b) la constante de acidez (Ka). c) el pH de la mezcla de 100 mL de esta disolución con 100 mL de una solución 0,01 M de HCl.

3. El ácido sulfhídrico (H2S) es un ácido débil que libera parcialmente sus dos hidrógenos con las siguientes constantes de acidez para cada disociación H2S ↔ HS- ↔

H+ + H+

+

HSS2-

Ka1 = 1,0 x 10-7 Ka2 = 1,4 x 10-13

CPECH

Calcula el pH y la concentración de todas las especies presentes en una solución 0.015 M de H2S.

101

102

CPECH

Capítulo 7 P�límero

ApO rebnjetizivaojess Esperados

� � � �

Identifcar polímeros naturales y artifciales. Reconocer los monómeros constituyentes de los distintos polímeros. Comprender la constitución de los polímeros naturales y artifciales. Identifcar los distintos polímeros según usoy constitución.

Cap ítul�

7

P�límero 1. Defnición Se entiende como polímero la sustancia de alta masa molecular que presenta macromoléculas constituidas por unidades estructurales que se repiten sucesivamente.

nH2C

CH2

catalizador 300 ˚C/ 1000 atm

La molécula que genera el polímero se llama monómero

H

H

H

H

H

H

C

C

C

C

C

C

H

H

H

H

H

H

unidad que se repite

polímero

Los polímeros se clasifcan en - polímeros de adición - polímeros de condensación - copolímeros - homopolímeros • Polímeros de adición: Son �ormados a partir de un único monómero insaturado, a través de una reacción de adición. Es decir, el monómero rompe su insaturación (doble enlace) y por medio de estos enlaces se une a otro monómero. Por último, cabe destacar que en reacciones de adición solo se obtiene un producto .

nH2C

CH2

etileno (monómero)

H

H

C

C

H

H

n

polietileno (polímero de adición)

• Polímeros de condensación: Formados a partir de un único monómero, a través de una reacción de condensación, con eliminación de otra molécula, generalmente agua. nC6H12O6 β-glucosa (monómero) nC6H12O6

C PEC H

α -glucosa (monómero)

104

(C6H10O5)n + n H2O Celulosa (polímero de condensación) (C6H10O5)n + n H2O Almidón (polímero de condensación)

Ciencias Plan Electivo - Química • Copolímeros (heteropolímeros): Son aquellos formados a partir de más de un monómero, a través de reacciones de adición o condensación. OH nH

O

C

+

H

n

Metanal (monómero)

OH

H C H

OH

H C H

CH2

Fenol (monómero)

H C H

CH2

Baquelita (copolímero de condensación)

• Homopolímeros: Son aquellos polímeros cuya cadena está compuesta solo por repetición de una unidad monomérica. Tabla 1. Ejemplos de homopolímeros. Monómero

Polímero

Propileno

Polipropileno

Etileno

Polietileno

Estireno

Poliestireno

Los polímeros pueden ser naturales o artificiales. Los artificiales constituyen los materiales conocidos por la denominación de plásticos; entre los naturales tenemos el caucho, el almidón, la celulosa, las proteínas, etc.

2.Polímeros naturales 2.1 Caucho El caucho natural es producido por muchas especies vegetales tropicales, sin embargo, casi toda la producción mundial proviene de la especie conocida por Hevea brasiliensis (seringueira). El caucho natural es un polímero de adición del isopreno: CH3 C nH2C

C

CH2

H isopreno (monómero)

CH3 CH3 H H H H C C C C C H C C H C H H H H unidad que se repite

H C

CH3 C

H

H C C H H

caucho (natural)

En 1839 el químico norteamericano Charles Goodyear descubrió un procedimiento, denominado vulcanización, que daba al caucho natural mayor estabilidad ante los cambios de temperatura, haciéndose resistente y elástico. El procedimiento de Goodyear consistía en un calentamiento del caucho previa adición de polvo de azufre. Debido a la importancia del caucho, diversos productos con características semejantes al caucho natural son producidos artificialmente y son conocidos por caucho sintético o elastómeros. Entre estos productos destacan como más importantes, el neopreno, el caucho frío o sintético, la buna S y la buna N.

CPECH

Ojo con

105

7

Polímeros

Capítulo

H nH2C

C

C

Cl

H

cloropreno

nH2C

C

CH2

H

C

C

C

C

H

Cl

H

H

n

neopreno

H CH3

CH3 CH3

caucho frío (sintético)

C

C

H

CH3

n

isobutileno

2.2 Polisacáridos a. Almidón El almidón, es un polisacárido que se sintetiza como elemento de reserva energética en los vegetales (arroz, trigo, porotos, maíz, papa, etc.). Su estructura química es la de un polímero de condensación originado a partir de la glucosa, con eliminación de agua.

H

OH

H

OH

H

OH

H

OH

H

C

C

C

C

C

C

C

C

H

OH

H

OH

H

OH

H

OH

C OH

H C H2C

H

H

C

C

OH

OH

H2C

OH

a-glucosa

H

C H C

O

H

OH

C -

H

H

C

C

H

O

C

O

H2C

OH

C H

O

C

O

H2C

OH

a-glucosa

H +nH2O O-

O OH ...n

almidón

b. Celulosa La estructura química de la celulosa (polisacárido que se encuentra en todos los vegetales) es un polímero de condensación, originado de la glucosa, con eliminación de agua.

H

OH

H

H2C

OH

OH

H

H2C

OH

C

C

C

O

C

C

C

O

H

OH

H

OH

C OH

H

CPECH

C

106

H2C

O OH

b-glucosa

OH

OH

C

C

H

H

H

H

H

C

C

H

OH

C

C

C

OH

H

H2C

b-glucosa

OH

-

O

H

O

H

H

C

C

H

H

O OH celulosa

C H

OH

C

C

OH

H

O- +nH2O

...n

Ciencias Plan Electivo - Química 2.3 Proteínas Las proteínas revisten importancia central en la química de la vida. Constituyen más del 50% del peso seco de la célula y desde el punto de vista funcional, las proteínas tienen roles cruciales en prácticamente todos los procesos biológicos. Las unidades básicas que constituyen a las proteínas son los aminoácidos. Cada aminoácido contiene un grupo amino (NH2), que es básico, y otro carboxilo (COOH), de naturaleza ácida. Ambos grupos se unen a un átomo de C, al cual también se une una cadena lateral o R. En la naturaleza existen 20 aminoácidos diferentes, que varían a nivel de la cadena lateral o R. Algunas proteínas tienen aminoácidos raros que son una modificación de uno de los 20 normales, por ejemplo prolina e hidroxiprolina. Salvo bacterias y vegetales, el resto de los organismos no son capaces de sintetizar todos los aminoácidos y los que no pueden sintetizar se denominan esenciales. Lo que es un aminoácido esencial para una especie no siempre lo es en otra. Los aminoácidos se combinan químicamente entre sí mediante un enlace entre el carbono del grupo carboxilo y el nitrógeno del grupo amino de otro aminoácido. Este enlace se denomina peptídico y es de tipo covalente. Cuando se combinan dos aminoácidos se forma un dipéptido a través de una reacción de condensación. A medida que se agregan más aminoácidos va creciendo para formar un polipéptido y una proteína finalmente. Además una proteína puede tener más de una cadena polipeptídica.

NH2

O

O

C

C

C

CH

N O C

N

CH

Son moléculas que permiten el almacenamiento y la expresión de la información genética, y que gobiernan la vida de todos los organismos vivos. Los ácidos nucleicos son el ácido desoxirribonucleico (ADN) y el ácido ribonucleico (ARN). El ADN contiene la información genética para la síntesis de proteínas y ARN de un organismo. Las unidades constituyentes de los ácidos nucleicos son los nucleótidos, los cuales se unen entre sí por enlaces fosfodiéster, de tipo covalente, formando una hebra. Cada nucleótido se compone de:

O

C

CH3

CH

N

CH

HN O

H timina (T)

H citosina (C)

C

N

CH

H uracilo (U)

a) Pirimidinas NH2

O

C

2.4 Ácidos nucleicos

C

HN

N

N

C

HC

C

N

C CH

N

N

HN

C

C

C

H2N

N

CH N H

H adenina (A)

guanina (G)

b) Purinas

NH2 C

N C

N HC

C

N

N

Adenina CH (una base purinica)

c) Nucleótido O

Las bases son de dos grupos: púricas y pirimídicas. Las bases púricas están formadas por dos anillos y son la adenina (A) y la guanina (G), las bases pirimídicas están formadas por un anillo y son la citosina (C), la timina (T) y el uracilo (U). En el ADN, las bases nitrogenadas presentes son adenina, timina, citosina y guanina. En el ARN la timina está sustituida por uracilo.

O

P

O

CH2

O grupo fosfato

O H OH

H

H OH

Ribosa (azúcar de cinco carbonos)

Figura 35. Bases nitrogenadas y estructura de un nucleótido. (Archivo Cpech)

CPECH

• Base nitrogenada

107

Cap ítul�

7

P�límero • Pentosa Corresponde a un azúcar de cinco átomos de C. En caso del ADN la pentosa presente es la desoxirribosa, en cambio en el ARN se presenta la ribosa. Entre ambas pentosas la única di�erencia es un átomo de oxígeno de más que tiene la ribosa, pero que es sufciente para impedir que el ARN sea una molécula doble hebra, lo que es importante desde el punto de vista �uncional. El término nucleósido se refere a la unión de pentosa y base nitrogenada.

• Grupo fosfato A través de este se establece el enlace �os�odiéster entre el carbono 3’ de una pentosa y el carbono 5’ de la pentosa siguiente. El enlace �os�odiéster permite unir un nucleótido con el siguiente. O-

O

OADN

O

P

-

O

O

O

5´CH2

O

P

5´CH2

C

O

H H 3´ O -

ARN

O

P

H H 3´ O

HH H

enlace fosfodiéster

O

-

O 5´CH2 H H 3´ OH

U

O

O

P

HH OH

enlace fosfodiéster

O

O A

O

HH H

5´CH2 H H 3´ OH

G

O

HH OH

Figura 36. Estructura de una hebra de ADN y de ARN. (Archivo Cpech)

2.4. 1ADN (ácido desoxirribonucleico) -

Bases nitrogenadas: adenina, guanina, citosina y timina. Pentosa: desoxirribosa.

El ADN es una larga cadena no ramifcada compuesta de desoxirribonucleótidos. La estructura de la molécula de ADN �ue dilucidada en 1953 por James Watson y Frances Crick y establece que:

C PEC H

-

108

La molécula de ADN está �ormada por dos hebras de desoxirribonucleóticos que se enrollan en torno a un eje hacia la derecha (dextrógira) �ormando una hélice. Ambas hebras son antiparalelas, es decir tienen direcciones de crecimiento opuestas, una va en sentido 5’ → 3’ y la otra 3’ → 5’.

Ciencias Plan Electivo - Química 5´ O2P

Puentes de H

3´ OH

PO2

5´ O2P

5´

3´

3´

C

G

A

T G

C C

O2P

PO2

C A T

G

C

T

A

Surco mayor

G T

C A

5´

A

G C G

T

T

G

C C

G T

Esqueleto azúcar fosfato

A

Surco menor

PO2

HO 3´

A

T

C

PO2

T G

A

PO2

PO2

G

PO2 5´

5´

A

3´

Figura 37. Estructura de la doble hélice de ADN. (Archivo Cpech)

- Las bases nitrogenadas se ubican hacia el interior de la hélice.

CPECH

- Las dos hebras se mantienen unidas por puentes de hidrógeno que se establecen específicamente entre la adenina (A) y la timina (T) y entre citosina (C) con la guanina (G). Siempre una base púrica con otra pirimídica. La unión A - T es a través de dos puentes de hidrógeno y C - G por tres puentes de hidrógeno.

109

Cap ítul�

7

P�límero 2.4.2 ARN (ácido ribonucleico) . El ARN es una molécula �ormada por una sola hebra, determinado por un átomo de oxígeno de más que tiene la ribosa. A pesar de esto, esta única hebra de ARN puede plegarse sobre sí misma �ormando asas de doble hebra, como es el caso del ARN de trans�erencia. Los ARN participan en el proceso de �ormación de proteínas y existen tres tipos de ellos: -

ARN mensajero (ARNm), que transporta la in�ormación genética copiada desde el ADN hasta el sitio de síntesis proteica. ARN trans�erencia (ARNt), que es el encargado de leer el mensaje del ARNm para colocar el aminoácido que corresponde. ARN ribosomal (ARNr), que junto a algunas proteínas �orma el ribosoma, lugar �ísico del citoplasma en que ocurre la síntesis de proteínas.

Proteína Aminoácido ARNt

Ribosoma (contiene ARNr)

C C C

C A G A A A A G C

UC G GG U U U UC G G

ARNm Figura 38. Tipos de ARN. (Archivo Cpech)

3. Polímeros artifciales: plásticos Los plásticos constituyen los polímeros artifciales cuya industria se desarrolla más cada día que pasa, pues esos materiales sustituyen cada vez más los objetos que antes eran �abricados a partir de materia prima natural, tales como metales, madera, algodón.

C PEC H

a. Polietileno: Polímero del etileno, empleado como aislante eléctrico y en la �abricación de vasos, bolsas plásticas, cucharas, pajillas, etc.

110

nH2C

CH2

etileno

H C H

H C H

polietileno

n

Cie�ci�s Pl�n Electivo - Química b. Polipropileno: Polímero del propeno, muy utilizado en la �abricación de asientos y sillas.

nH2C

H CH3

CH3

C

C

C

H

H

H

propeno

n

polipropileno

c. PVC (polivinyl cloruro): Polímero del cloruro de vinilo, utilizado como aislante eléctrico, en la �abricación de cañerías, botellas, capas para la lluvia, etc.

nH2C

H

H

H

C

C

C

Cl

H

cloruro de vinilo

n

Cl

PVC

d. Nylon ( New York – London): Copolímeros de condensación de diaminas con ácidos dicarboxílicos. Existen diversos tipos de nylons, de acuerdo con la diamina y el ácido dicarboxílico utilizado. El más común es el nylon 66, resultado de la copolimerización del ácido adípico con el 1,6- diaminohexano. Los nylons son empleados en la �abricación de cuerdas, escobas, paracaídas, fbras sintéticas de vestir, etc.

HO

O

O

C

C (CH2)4

(CH2)6 OH + H

N

N

H

H

O

C

C (CH2)4

H

1, 6-diaminohexano

ácido adípico

O

diácido con 6c

+nH2O

(CH2)6 N

N

H H nylon 66 (poliamida)

diamida con 6c

Sabías que... Las fbras de polímeros sintéticos, como el nylon, se preparan por extrusión de material �undido a través de pequeños orifcios. Una vez en�riados, pueden alargarse hasta cuatro veces más que la longitud original.

H C

CH2

H

H

C

C H

n estireno

poliestireno

n

C PEC H

e. Poliestireno: Polímero de adición del estireno, utilizado en equipos eléctricos, en la �abricación de platos y vasos térmicos, aislantes térmicos, etc.

111

Cap ítul�

7

P�límero f. Poliéster: Copolímero de condensación de diácidos carboxílicos con dialcoholes. De acuerdo con el diácido y al dialcohol utilizados, son obtenidos varios tipos de poliésteres. El más común es el dracón, obtenido de la copolimerización del etilenglicol con el ácido tere�tálico, bastante utilizado en la �abricación de tejidos, en la construcción de carrocerías, etc.

HO

C

C

O

O

OH + H O

ácido tere� tálico

H

H

C

C

H

H

OH

C

C

O

O

etilenglicol

O

H

H

C

C

H

H

O

+nH2O

poliéster dracón

g. Tefón: Polímero de adición del tetrafuoreteno o tetrafuoretileno, siendo también conocido por politetrafuoretileno o PT FE. Se trata de un plástico bastante resistente a los agentes químicos más poderosos como el agua regia (mezcla �ormada por ácido nítrico y ácido clorhídrico concentrados) y es muy empleado para el revestimiento de utensilios domésticos y de cocina como sartenes, etc.

F

F

nC

C

F

F

tetrafuoreteno

F

F

C

C

F

F

n

tefón

3. 1 Reciclaj e del plástico El consumo de polímeros o plásticos ha aumentado considerablemente en los últimos años. Estos subproductos petroquímicos han sustituido parcial y a veces totalmente a muchos materiales naturales como la madera, el algodón, el papel, la lana, la piel, el acero y el concreto. El mercado de los plásticos se ha visto �avorecido, por una parte, debido a los precios competitivos de muchos de sus materiales que a veces son in�eriores a los productos naturales y, por otra parte, porque el petróleo o�rece una mayor disponibilidad de materiales sintéticos que otras �uentes naturales. Este aumento en el consumo de los plásticos se comprueba al observar que en el mundo el año 1974 se consumían 11 kilogramos por individuo; en 1990, 34,5 kilos y el año 2004, 45 kilos per cápita.

C PEC H

El mercado más grande de los plásticos es el de los empaques y embalajes, siendo el polietileno el que ocupa el 43% en este medio. Lo anterior provoca un problema de contaminación por desperdicios no biodegradables. En Chile, el 8% de los desperdicios sólidos en los basureros municipales son los plásticos.

112

Pese a que muchos plásticos pueden ser reciclados, el problema ecológico provocado por la industria de los plásticos es demasiado grande como para considerar que ya esté resuelto. Los materiales plásticos corresponden a un gran número de productos di�erentes, tanto por sus materias primas como por sus procesos de �abricación y usos. Por ello, para �acilitar la identi�cación de cada polímero y para ayudar a su clasi�cación con el �n de poder implementar sistemas de reciclado, se ha instituido el Código Internacional SPI, que permite identi�car con �acilidad de qué material especí�camente está hecho un objeto de plástico.

Ciencias Plan Electivo - Química

1 PET

2 PEAD

3 PVC

4 PEBD

5 PP

6 PS

USOS

RECICLADO

Envases de gaseosa, agua mineral, jugos, aceite comestible, etc.

Filamento para alfombras, vestimenta.

Envases de leche, detergentes, champú, baldes, etc.

Otros envases.

Tuberías de agua, desagües, mangueras, cables, etc.

Suelas de zapatos, tubos.

Bolsas para residuos, películas industriales.

Film para agricultura.

Envase de alimentos, industria automotriz, etc.

Tuberías, artículos para industria automotriz.

Envases de alimentos congelados, juguetes, etc.

Macetas, etc.

CPECH

Tabla 2. Código SPI de reciclaje mundial.

113

Capítulo

7

Polímeros

Actividades 1. Para los siguientes polímeros, indica el (los) monómero(s) y si se trata de un copolímero o de un homopolímero. a)

H

H

H

H

H

H

C

C

C

C

C

C

C H

C

C

H

b) CH CH 2

C

H

CH2 CH

C

H

H

C H

CH2 CH CH2 CH



c)

H O

CH2OH O H OH H H



H O H

NH CO CH3

CH2OH O H H

H NH CO CH3

OH H3C CH COOH

H O

CH2OH O H OH H

H O

NH CO CH3

H

H

CH2OH O H H

OH H3C CH COOH

H O H

NH CO CH3

2. Para las siguientes reacciones de polimerización, indica si se producen por adición o por condensación. H H [ C C [n

H a) H C C H H

b)

H H

CH3

CH3

n CH2 C CH CH2

CH3 C CH CH2

CH3 CH2 C CH CH2

CH3 CH2 CH CH CH3 n



c)

CH3 HO

Si CH3

CPECH



114

CH3

CH3 OH + HO

Si CH3

OH+...

O

Si CH3

O

+ n H2O n

Ciencias Plan Electivo - Química

d) H



O

C

C

OH + CH3

H

O

C

C

OH

H

H

O

C

C

CH3 NH

CH

COOH

+ n H2O

NH2

NH

NH2

H

O

O Cl

C

CH2

CH2

CH2 CH2

H Cl +

H N

CH2

CH2

CH2 CH2 CH2 CH2

H

N H

O

O C

C

CH2

CH2

CH2 CH2

C

N H

CH2

CH2

CH2 CH2 CH2 CH2

N H

n

+ HCl

CPECH

e)



H

115

Manganeso

Darmstadio Roentgenio Copernicio

Ds Rg Cn

Nihonio

Nh

Flerovio

Fl

Livermorio

Mc Lv

Moscovio

Tenesio

Ts

Oganesón

Og

C PEC H

57-71

89-103

116

Listado de ilustraciones

Listado de ilustraciones Capítulo 2 Figura 8. File: Cofrentes nuclear power plant cooling towers.jpg. Uderio, Roberto (2005). Recuperado de https:// commons.wikimedia.org/wiki/File:Cofrentes_nuclear_power_plant_cooling_towers.jpg – CC BY SA 3.0 Figura 11. File:Bronsalderslik.jpg. Rosborn, Sven (s/f). Recuperado de https://commons.wikimedia.org/wiki/ File:Bronsalderslik.jpg – Dominio público Capítulo 5 Figura 24. Sin nombre. Desconocido (2017). Recuperado de https://pixabay.com/es/bid%C3%B3n-combustibleabandonado-1971701/ - Dominio público Capítulo 6 Figura 29. File:Lemon.jpg. Karwath, André (2005). Recuperado de https://commons.wikimedia.org/wiki/ File:Lemon.jpg?uselang=es - CC BY SA 2.5 Figura 32. File:The result of red litmus paper.jpg. Kanesskong (2016). Recuperado de https://commons. wikimedia.org/wiki/File:The_result_of_red_litmus_paper.jpg – CC BY SA 4.0

CPECH

Figura 33. File:Paper .jpg. Ariadna.creus (2016). Recuperado de https://commons.wikimedia.org/wiki/ File:Paper_.jpg - CC BY SA 4.0

117