Temas selectos de química 2 by eseté editorial

Bachillerato

Temas selectos de

química 2 Víctor Manuel Mora González

desarrolla COMPETENCIAS

Feniletilamina HO

CH3

C8H11N

NH2

temas selectos de química 2 Esta caricatura es la interpretación del artista Manix acerca de la química. Con ella comenzamos aplicando uno de los objetivos del enfoque por competencias: la sensibilidad al arte, de manera tal que puedas establecer, desde la primera página, una relación creativa entre tú y el significado de esta materia.

temas selectos de química 2 Mora González, Víctor Manuel. Temas selectos de química, 2 / Víctor Manuel Mora González. –Primera edición. -- México: ST Editorial: ST Distribución, 2012. 160 páginas : ilustraciones ; 27 cm. -– (Colección bachillerato) Bibliografía: página 160 Incluye Guía para el maestro En la cubierta: Bachillerato : Desarrolla competencias ISBN 978-607-508-093-2 ISBN 978-607-508-112-0 (e-book) 1.

Química – Estudio y enseñanza (Superior) – Instrucción programada. 2. Química – Problemas, ejercicios, etc. I. título. II. Serie 540-scdd21

Biblioteca Nacional de México

ST Distribución, S.A. de C.V. Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial, registro número 3342. © Derechos reservados 2013 Primera edición: México, df, enero de 2013 © 2012, Víctor Manuel Mora González ISBN: 978 607 508 093 2 ISBN ebook: 978 607 508 112 0

Presidente: Alonso Trejos Director general: Joaquín Trejos Publisher: Giorgos Katsavavakis Coordinadora editorial: Lilia Villanueva Editor: Miguel Mejía Asistente editorial: Daniel Rendón Director de arte: Miguel Cabrera Coordinadora de producción: Daniela Hernández Diseñadoras: Milagro Trejos y Alicia Pedral Ilustrador de portada: Monfa Asistente de producción: Diana Flores Recursos fotográficos: Stockxchange, Wikimedia, CGtexture y archivo ST Editorial Iconografía realizada por los diseñadores: Jeff Gerlach (p.37), Jop van der Kroef (p.37), Jamison Wieser (p.112), Shane David Kenna (p.104), Sergi Delgado (p.104), colaboradores en The Noun Project (http://thenounproject.com), bajo licencia Creative Commons.

Prohibida la reproducción total o parcial de este libro en cualquier medio sin permiso escrito de la editorial. Impreso en México. Printed in Mexico. Temas selectos de química 2, de Víctor Manuel Mora González, se terminó de imprimir en enero de 2013 en los talleres de Edamsa Impresiones S. A. de C. V., con domicilio en Av. Hidalgo #111, Col. Fraccionamiento San Nicolás Tolentino, Delegación Iztapalapa, C.P. 09850 México, df.

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PRESENTACIÓN La economía de cualquier país tiene como sustento esencial la llamada industria de la transformación que, como su nombre lo indica, mediante diversos y complejos procesos convierte las materias primas en productos que satisfacen las necesidades cada vez más crecientes de la sociedad actual. En ese ámbito, las carreras relacionadas con la química ocupan un lugar preponderante, puesto que aportan a los futuros profesionales la preparación esencial para abordar los procesos de transformación de unas sustancias en otras, según sea necesario. Así pues, quien estudia química o ingeniería química en cualquiera de sus diversas variantes –metalúrgica, petrolera, industrial, de alimentos, bioquímica, etc. – se prepara para entender a fondo los secretos que permiten lograr tales transformaciones. Los contenidos de este libro responden, en su totalidad, al último programa de estudios de la asignatura Temas selectos de química 2 correspondiente a la Reforma Integral de la Educación Media Superior (riems) planteada por la Dirección General del Bachillerato (dgb). Tiene entre sus propósitos despertar el interés de los estudiantes que concluyen el bachillerato por las actividades de investigación, y fomentar la disciplina que requiere el estudio de la química. De igual forma, busca desarrollar en los alumnos una posición crítica y de respeto por el desarrollo social de la ciencia y dirigir su participación en la solución de los graves problemas que aquejan a nuestro planeta. De manera específica, este texto está dirigido a proporcionar los conocimientos necesarios para interpretar las reacciones ácido-base y de óxidoreducción que se realizan en el ambiente y en los seres vivos. Asimismo, ayudará a los estudiantes a explicar el comportamiento de las sustancias orgánicas, a partir del estudio de sus estructuras. La obra pretende reforzar en los estudiantes los conocimientos obtenidos en química 1, química 2, y temas selectos de química 1, y acrecentar así su acervo de conocimientos, habilidades, actitudes y valores para poder enfrentar en mejores condiciones el examen de ingreso a las instituciones de educación superior. Hemos procurado que las explicaciones sean sencillas, sin sacrificar la profundidad en el tratamiento de los temas. Las actividades individuales y grupales facilitarán que los alumnos adquieran las competencias y alcancen los desempeños que se señalan. Los diversos tipos de evaluaciones y sus correspondientes instrumentos de evaluación permitirán apreciar los logros alcanzados. Las secciones complementarias como “En la web”, “El mundo que te rodea” y los “Retratos” les proporcionarán a los jóvenes información interesante alusiva a los temas. De igual forma, el diseño y las imágenes que se presentan resultarán atractivas a los estudiantes y fomentarán su aprendizaje. En la parte experimental incluimos prácticas de laboratorio sencillas y que ilustran de forma interesante los temas estudiados. Al igual que en el libro de Temas selectos de química 1, hemos incluido algunas lecturas interesantes y semblanzas de profesionales destacados que cuentan su experiencia como protagonistas del desarrollo científico en México. De antemano, se agradece cualquier comentario o sugerencia que ayuden a mejorar esta obra. Las observaciones se pueden enviar al autor a la siguiente dirección electrónica: comentarios@st-editorial.com

La química es la ciencia que devela al entendimiento del ser humano la composición, la estructura, las propiedades y la transformación de la materia. Muestra la manera en la que los diversos elementos químicos presentes en la naturaleza se mezclan y entrelazan para dar origen a compuestos y reacciones químicas que, relacionadas con la energía, cambian la materia; estos fenómenos y procesos se representan en nuestra portada.

Contenido Secciones del libro Reconoce tus competencias

VI VII

Bloque 1 Reconoces las características de los ácidos y de las bases Para comenzar Reto (problema) Tema 1. Ácidos y bases Tema 2. Teoría de Arrhenius

11 13 15 18

Reacciones de neutralización

Tema 3. Teoría de Brönsted-Lowry Par conjugado ácido-base Fuerza de los ácidos y de las bases Constante de ionización Ácidos polipróticos Concentración de iones hidronio y pH La escala de pH Indicadores ácido-base

Tema 4. Teoría de Lewis Evaluación sumativa

23 24 25 26 30 30 32 35

39 43

Bloque 2 Identificas las reacciones de oxidación-reducción Para comenzar Reto (problema) Tema 1. Reacciones de oxidación-reducción Número de oxidación

51 54 56 58

Reglas para determinar el número de oxidación

Ajuste de las reacciones de oxidación-reducción

Método del ión-electrón

Las reacciones de oxidación-reducción en el ambiente Las reacciones de oxidación-reducción en los seres vivos Las reacciones de oxidación-reducción en la industria

62 64 66

Tema 2. Pilas 68 Celdas o pilas voltaicas Diagramas de celda Potencial estándar de reducción Serie electromotriz Fuerza electromotriz

Pilas primarias Pila de combustible

Pilas secundarias Otras pilas secundarias

70 71 71 73 75

76 77

77 78

Tema 3. Electrólisis 81 Celdas electrolíticas 81 Tipos de electrólisis 82 Aspectos cuantitativos de la electrólisis 83 Corrosión 85 Protección catódica 86

Evaluación sumativa

Bloque 3 Explicas las macromoléculas que componen a los seres vivos Para comenzar 95 Reto (problema) 97 Tema 1. Carbohidratos 99 Estructura de los carbohidratos Clasificación de los carbohidratos Monosacáridos Oligosacáridos Polisacáridos

Función biológica de los carbohidratos Metabolismo de los carbohidratos

100 100 102 107 110

114 114

Tema 2. Lípidos 116 Estructura de los lípidos Ácidos grasos Clasificación de los lípidos

116 118 119

Lípidos saponificables Lípidos no saponificables

119 123

Función biológica de los lípidos Metabolismo de los lípidos

126 127

Tema 3. Proteínas 128 Estructura de las proteínas Estructura primaria Estructura secundaria Estructura terciaria Estructura cuaternaria Desnaturalización de proteínas

Clasificación de las proteínas Función biológica de las proteínas

Metabolismo de las proteínas

Evaluación sumativa

128 132 132 133 133 134

135 135

137

139

Sección final Evaluación final 144 Prácticas de laboratorio 151 Semblanzas 156 Para terminar. Autoevalúa tus competencias 159 Fuentes consultadas 160

Secciones del LIBRO Los libros de la Colección Bachillerato apegados a los programas de estudios de la Dirección General del Bachillerato (dgb) de ST Editorial se distinguen por brindar una estructura didáctica apegada al enfoque didáctico por competencias. Contienen, al inicio de cada bloque, los listados de competencias genéricas y disciplinares, los desempeños del estudiante y los objetos de aprendizaje que se señalan en los programas de estudios de las diferentes asignaturas, así como la secuencia de cada bloque, introducción y mapa conceptual (indicados con un icono color verde). También ofrecen diferentes tipos de actividades y evaluaciones (señaladas con un icono color azul), y secciones complementarias que facilitan el proceso de enseñanza-aprendizaje (indicadas con un icono color rojo).

inicio Reconoce tus competencias

Se enlistan las once competencias genéricas y las competencias disciplinares respectivas. Se acompañan de siglas para que sea posible identificar en cuáles actividades del libro se desarrollarán.

Secuencia de los bloques

Se incluyen todos los bloques del libro y se destaca gráficamente el que se estudiará.

Indicadores de desempeño

Se agregan los indicadores de desempeño señalados en el programa de estudios acompañados de incisos, para identificar en cuáles actividades se trabajarán.

Objetos de aprendizaje

Se enlistan los objetos de aprendizaje indicados en el programa de estudios que el alumno estudiará.

Introducción al bloque y mapa conceptual

Se incluyen un texto introductorio con una breve explicación de lo que se estudiará y un mapa conceptual con los temas más importantes del bloque.

Actividades y evaluaciones Reto

Actividad en donde se plantea una situación problemática, que invite al alumno a estudiar el bloque.

Actividad de apertura

Al comienzo del tema, se incluye una actividad motivadora pensada para que el alumno reflexione y se interese en el estudio de cada uno de los temas.

Actividades individuales y grupales

Con estas se pretende que el estudiante desarrolle sus competencias de forma integral.

Evaluaciones

Incluye evaluación diagnóstica que evalúa conocimientos y habilidades que el estudiante posee antes de iniciar el estudio del bloque (Para comenzar...), y aquellos que adquirió al finalizar el estudio del bloque (evaluación sumativa). También se evalúan los aprendizajes obtenidos durante el curso (evaluación final). Estas evaluaciones se acompañan de instrumentos de evaluación como listas de cotejo y rúbricas.

Para terminar. Autoevalúa tus competencias

Con este cuadro el estudiante podrá autoevaluar las competencias genéricas adquiridas al finalizar el curso.

Complementarias Ilustraciones, infográficos

Refuerzan y abordan los contenidos de manera creativa y explicativa, como una estrategia visual y efectiva para el proceso de aprendizaje.

Glosario

Se incluye la definición de términos de difícil comprensión que aparecen en cada página.

Retrato

Se incluye información relevante sobre algunos de los personajes clave en el desarrollo de los temas de cada materia.

El mundo que te rodea. En la web

Información complementaria y de reflexión donde se vincula lo que el estudiante va construyendo con el entorno inmediato.

Lecturas

Se incluyen lecturas cuyas temáticas refuerzan los contenidos desarrollados en cada uno de los bloques.

RECONOCE TUS COMPETENCIAS Las competencias son capacidades que una persona desarrolla en forma gradual durante el proceso educativo, que incluyen conocimientos, habilidades, actitudes y valores, en forma integrada, para dar satisfacción a las necesidades individuales, académicas, laborales y profesionales. Existen principalmente tres tipos de competencias: genéricas, disciplinares y laborales. Las competencias genéricas le permiten al individuo comprender el mundo, aprender a vivir en él. Estas competencias son aplicables a todas las áreas del conocimiento, y por lo tanto a todas las asginaturas.

competencias genéricas

1 Se conoce y valora a sí mismo y aborda problemas y

retos teniendo en cuenta los objetivos que persigue.

2 Es sensible al arte y participa en la apreciación e interpretación de sus expresiones en distintos géneros.

3 Elige y practica estilos de vida saludables. 4 Escucha, interpreta y emite mensajes pertinentes en

distintos contextos mediante la utilización de medios, códigos y herramientas apropiados.

5 Desarrolla innovaciones y propone soluciones a problemas a partir de métodos establecidos.

relevancia general, considerando otros puntos de vista de manera crítica y reflexiva.

7 Aprende por iniciativa e interés propio a lo largo de la vida.

8 Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos.

9 Participa con una conciencia cívica y ética en la vida de su comunidad, región, México y el mundo.

10 Mantiene una actitud respetuosa hacia la intercul-

turalidad y la diversidad de creencias, valores, ideas y prácticas sociales.

11 Contribuye al desarrollo sustentable de manera crítica, con acciones responsables.

que trae consigo el desarrollo de la ciencia y la aplicación de la tecnología en un contexto histórico-social, para dar solución a problemas.

2 Evalúa las implicaciones del uso de la ciencia y la tecnología, así

como los fenómenos relacionados con el origen, continuidad y transformación de la naturaleza para establecer acciones a fin de preservarla en todas sus manifestaciones.

3 Aplica los avances científicos y tecnológicos en el mejoramiento de las condiciones de su entorno social.

gico presentes en la naturaleza que alteran la calidad de vida de una población para proponer medidas preventivas.

6 Utiliza herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la información científica que contribuya a su formación académica.

8 Confronta las ideas preconcebidas acerca de los fenómenos na-

turales con el conocimiento científico para explicar y adquirir nuevos conocimientos.

9 Valora el papel fundamental del ser humano como agente mo-

dificador de su medio natural proponiendo alternativas que respondan a las necesidades del hombre y la sociedad, cuidando el entorno.

10 Resuelve problemas establecidos o reales de su entorno, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora del mismo. del medio y la biodiversidad para la preservación del equilibrio ecológico.

12 Propone estrategias de solución, preventivas y correctivas, a

problemas relacionados con la salud, a nivel personal y social, para favorecer el desarrollo de su comunidad.

14 Analiza y aplica el conocimiento sobre la función de los nutrientes en los procesos metabólicos que se realizan en los seres vivos para mejorar su calidad de vida.

Estas son competencias disciplinares extendidas del campo de las ciencias experimentales. Ubícalas en cada actividad, grupal e individual, así: competencias disciplinares

1 Valora de forma crítica y responsable los beneficios y riesgos

11 Propone y ejecuta acciones comunitarias hacia la protección

Ubica estas competencias genéricas en cada actividad, grupal e individual, así: 2

Competencias disciplinares

extendidas del campo de las ciencias experimentales

4 Evalúa los factores y elementos de riesgo físico, químico y bioló-

6 Sustenta una postura personal sobre temas de interés y

competencias genéricas

Por su parte, las competencias disciplinares engloban los requerimientos básicos –conocimientos, habilidades, destrezas y actitudes– que se necesitan en cada campo disciplinar, para que los estudiantes puedan aplicarlos en diferentes contextos y situaciones en su vida. Estas competencias se podrán entretejer más adelante con las competencias laborales, para conformar un todo armónico que le da pleno sentido al proceso educativo, de tal manera que los estudiantes adquieran las destrezas y capacidades necesarias para desenvolverse en el mundo actual.

15 Analiza la composición, cambios e interdependencia entre la materia y la energía en los fenómenos naturales, para el uso racional de los recursos de su entorno. 16 Aplica medidas de seguridad para prevenir accidentes en su entorno y/o para enfrentar desastres naturales que afecten su vida cotidiana. 17 Aplica normas de seguridad para disminuir riesgos y daños a sí mismo y a la naturaleza, en el uso y manejo de sustancias, instrumentos y equipos en cualquier contexto.

Desempeños del estudiante

Bloque 1

a. Identifica las características de los ácidos, bases y las relaciona con situaciones de su vida cotidiana, mostrando una postura crítica y responsable. b. Aplica las diversas teorías que definen a los ácidos bases y resuelve problemas de casos reales o hipotéticos.

Reconoces las características de los ácidos y de las bases

Estos desempeños pueden identificarse en cada una de las actividades del bloque, de la siguiente manera: desempeños del estudiante

Bloque 1

Bloque 2

Bloque 3

Reconoces las características de los ácidos y de las bases

Identificas las reacciones de oxidación-reducción

Explicas las macromoléculas que componen a los seres vivos

Objetos de aprendizaje 窶｢ﾃ…idos y bases 窶｢ Teorﾃｭas

Introducción ntre los muchos tipos de compuestos químicos que se conocen hoy en día, los ácidos y las bases son los que, posiblemente, tengan mayor interés por sus variadas aplicaciones y los diferentes ámbitos en los que se utilizan o participan. Tanto en las actividades que día con día desarrolla cualquier ser humano como en el ámbito in-

dustrial, los ácidos y las bases tienen una presencia frecuente. Los ácidos y las bases son compuestos químicos que presentan propiedades, en cierto modo, contrapuestas. Las reacciones que los involucran, es decir, las reacciones ácido-base son el tema central del presente bloque. Observa el mapa conceptual.

Reacciones ácido-base son explicadas por

teoría de Arrhenius

teoría de Brönsted-Lowry

explica las

comprende

reacciones de neutralización

teoría de Lewis

par conjugado de ácido-base concentración de iones hidronio y pH

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Para comenzar... Para que puedas comprender los temas de este bloque, es necesario que rescates las competencias (conocimientos, habilidades, actitudes y valores) que ya has adquirido a lo largo de tu vida. Haz tu mejor esfuerzo para responder y detecta aquellos aspectos que no conoces o no dominas para enfocar tu estudio.

I. De las sustancias que se relacionan a continuaci贸n, identifica marcando con una X aquellas que son 谩cidos (A), bases (B) o sales (S). Sustancia

Compuesto

Nombre

HCl HNO2 H2SO4 NaOH Al(OH)3 K2S KNO3 H2S HNO3 H3PO4 Ca(OH)2 KCl KNO2 KHSO4

II. Anota el nombre de los siguientes compuestos. Compuesto

Nombre

HCl

H2S

HNO2

HNO3

H2SO4

H3PO4

NaOH

Ca(OH)2

Al(OH)3

KCl

K2S

KNO2

KNO3

KHSO4

K2SO4

K3PO4

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III. Escribe las fórmulas correspondientes a los siguientes compuestos. Compuesto

Fórmula

Ácido nitroso Hidróxido de amonio Sulfato de cobre (II) Nitrato de magnesio Dicromato de potasio Ácido fluorhídrico Ácido hipocloroso Hidróxido de alumnio Hidróxido de cromo (III) Fosfato de calcio

IV. Responde en la primera columna las preguntas que se indican. Conforme avances en el estudio de los temas, vuelve y anota lo que has aprendido para compararlo con la respuesta inicial. Mi respuesta antes de estudiar el tema

Pregunta

Mi respuesta después de estudiar el tema

¿Cómo se puede identificar un ácido? ¿Cómo se identifica una base? ¿Cómo se mide la fuerza de un ácido y de una base? ¿Cuáles características indican que un ácido es “fuerte”? ¿Cuáles características indican que un ácido es “débil”? ¿Cuál es el significado de pH? Si un ácido presenta pH = 2 y otro, pH = 4, ¿cuál de los dos es más ácido?, ¿por qué? Se tienen dos bases, una de ellas con pH = 12, y otra con pH = 10, ¿cuál es más alcalina?, ¿por qué?

V. Resuelve en tu cuaderno los siguientes problemas. 1. Se disuelven 60 g de HNO3 en agua suficiente para preparar 3 L de disolución. ¿Cuál es la molaridad de la disolución? 2. Para preparar 125 mL de disolución 0.125 M de KOH, ¿cuántos gramos de esta última sustancia se requieren? 3. Se prepara una disolución mezclando 0.17 g de Al2(SO4)3 (sulfato de aluminio) con agua suficiente para obtener un volumen final de 0.35 L. ¿Cuál es su concentración en términos de normalidad (N)? 4. Es necesario preparar 250 mL de disolución 0.025 N de Ba(OH)2, ¿cuántos gramos de hidróxido de bario se requieren? VI. Anota en tu cuaderno cuáles son tus expectativas para este curso. ¿Por qué? 12

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Reto (problema) ¿Qué tan ácidos son los ácidos y qué tan básicas son las bases con las que tenemos contacto frecuente? La serie de actividades que se plantean en este reto requieren que integres con dos o tres de tus compañeros un buen equipo de trabajo en el que cada uno aporte lo mejor de sí para obtener el mejor desempeño. Revisen las actividades que se plantean a continuación y asignen, si les parece conveniente, diferentes roles a cada miembro del equipo, de tal forma que cada uno tenga una responsabilidad específica que aporte para el éxito de la tarea. 1. Como primera actividad, indaguen con cuáles indicadores de pH cuentan en tu escuela o centro educativo. Para cada uno de ellos investiguen los rangos de pH en los que es conveniente utilizarlos. Con la información obtenida elaboren una tabla similar a la siguiente: Indicador

Rango de pH para el que se recomienda utilizar

Coloración en medio ácido

Coloración en medio neutro

Coloración en medio básico

2. Preparen 100 mL de cada una de las siguientes soluciones, siguiendo las normas que les indique su profesor para evitar accidentes al utilizar sustancias peligrosas: a. 1.0 M de HCl b. 1.0 M de CH3COOH c. 1.0 M de NaOH d. 1.0 M de NH4OH 3. Calculen el pH de cada una de las soluciones que han preparado y decidan cuál deberá ser el indicador adecuado para cada una de ellas en las experiencias que se describen a continuación. 4. El proceso siguiente deberán realizarlo con todas y cada una de las soluciones del punto 3: a. Coloquen, con el cuidado necesario, 5 mL de la solución en un tubo de ensayo limpio y seco. Añadan 10 gotas del indicador, agiten para disolución y registren la coloración obtenida. Este tubo será marcado con el número 1. b. De la solución original coloquen 1 mL en otro tubo de ensayo limpio y seco. Agreguen 4 mL de agua destilada. Agiten para disolver completamente y, acto seguido, agreguen 10 gotas del indicador. Registren sus observaciones y marquen este tubo como número 2. c. Del tubo de ensayo 2 tomen 1 mL de solución y colóquenla en otro tubo de ensayo limpio y seco (tubo número 3). Agreguen 4 mL de agua destilada y 10 gotas del indicador. Agiten para completa disolución y registren las observaciones. d. Repitan el proceso descrito en el inciso c al menos dos veces más en diferentes tubos de ensayo que marcaremos con los números 4 y 5, respectivamente. e. Comparen las coloraciones obtenidas en los tubos de ensayo 1 al 5. Efectúen los cálculos necesarios para encontrar la concentración en cada caso y el pH. 5. Redacten conclusiones a partir de los cálculos y las observaciones para determinar en cuáles casos se tiene un ácido o base fuerte, o una base o ácido débil. Argumenten las razones de su decisión. 6. Consigan al menos seis sustancias de uso cotidiano a las que se les considere como ácidas o básicas y pongan en práctica, para cada una, el proceso descrito. Califiquen a la sustancia como ácido o base, y fuerte o débil, según los resultados. Como sugerencia les recomendamos tomar como referencia las coloraciones obtenidas en los experimentos con las cuatro soluciones.

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Coevaluación Evalúa el desempeño de tu equipo de trabajo; actúa con toda objetividad y justicia. 2

Reconocen el comportamiento de los ácidos y las bases.

Todos los miembros del equipo son capaces de reconocer sin ningún problema el comportamiento de los ácidos y las bases, partiendo del estudio de sus propiedades.

La mayoría de los miembros del equipo son capaces de reconocer sin ningún problema el comportamiento de los ácidos y las bases partiendo del estudio de sus propiedades. Uno o dos tienen algo de problema, pero lo resuelven con la ayuda del docente o de sus compañeros.

Solo uno o dos miembros del equipo son capaces de reconocer sin ningún problema el comportamiento de los ácidos y las bases partiendo del estudio de sus propiedades; los demás requieren apoyo constante del docente.

El equipo, en su conjunto, requiere apoyo constante del docente para lograr reconocer las propiedades y el comportamiento de los ácidos y las bases. Requieren, en consecuencia, repasar el tema y desarrollar nuevas actividades de aprendizaje.

Utilizan herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la información científica sobre los ácidos y las bases que contribuyan a su formación académica.

Todos los miembros del equipo son hábiles en el uso de herramientas para la búsqueda de información científica sobre los temas del bloque.

Uno o dos miembros del equipo tienen dificultades en la búsqueda de información utilizando herramientas especializadas.

Solo uno o dos de los miembros del equipo pueden efectuar la búsqueda de información sobre los temas del bloque. Los demás tienen grandes dificultades y requieren ayuda constante.

Ninguno de los miembros del equipo puede manejar las herramientas especializadas de búsqueda de información sin el apoyo del docente o de otros compañeros.

Resuelven problemas establecidos o reales de su entorno referentes a los ácidos y las bases, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora del mismo.

El equipo, en su totalidad, logra resolver fácilmente y con habilidad las actividades del reto, con lo cual hacen evidente una buena comprensión de los temas del bloque.

El equipo, en su mayoría, logra resolver los problemas que implica el reto. Asimismo, logran evidenciar una comprensión aceptable de los temas revisados en el bloque.

Solo uno o dos de los miembros del equipo logran aplicar lo visto en clase en las actividades del reto. Todos los demás necesitan orientación para desarrollar las actividades y elaborar las conclusiones.

El desempeño del equipo demuestra que prácticamente todos los integrantes requieren repasar los temas contando con el apoyo del docente.

Aplican medidas de seguridad para prevenir accidentes en su entorno y/o en la realización de prácticas experimentales con ácidos y bases.

Todos los miembros del equipo siguen las normas de seguridad al realizar las actividades experimentales. Trabajan con cuidado y disponen adecuadamente de las sustancias utilizadas en la experiencia.

La mayoría de los miembros del equipo aplican las reglas de seguridad. Uno o dos requieren ser supervisados para que lo hagan. Hay algunos descuidos en el manejo de las sustancias y en su disposición final.

Solo uno o dos de los miembros del equipo aplican las normas de seguridad. El resto del equipo tuvo que ser amonestado para que las siguiera. Tuvieron varios descuidos que pudieron provocar accidentes.

Prácticamente todo el equipo descuidó las normas de seguridad y requirieron de supervisión constante por parte del docente. La disposición final de las sustancias no se realizó adecuadamente.

Aspecto

Autoevaluación Revisa con detenimiento cada aspecto y marca el nivel de desempeño que mostraste durante las actividades. Aspecto

Muy bien

Bien

Regular

Con deficiencias

Logro identificar las características de los ácidos, de las bases y las relaciono con situaciones de mi vida cotidiana, mostrando una postura crítica y responsable. Aplico las diversas teorías que definen a los ácidos bases y resuelvo problemas de casos reales o hipotéticos.

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Tema 1 Ácidos y bases

Tema 2 Teoría de Arrhenius

Tema 3 Teoría de Brönsted-Lowry

Continúa...

¿Cuál es la explicación de que un ácido o una base se comporten como tales?, ¿cómo podemos determinar si una sustancia es un ácido o una base?, ¿qué utilidad tienen los ácidos y las bases tanto en la industria como en el funcionamiento de los seres vivos?

Se sabe, por evidencias históricas, que desde la Antigüedad, los ácidos y las bases adquirieron gran importancia debido a su enorme utilidad en el curtido de las pieles, la elaboración de tintes, el lavado de ropa, etc. Actualmente, gracias a los avances en el conocimiento sobre su naturaleza y comportamiento, los ácidos y las bases han encontrado nuevas y trascendentes aplicacioness. Observa el siguiente infográfico.

Infográfico 1

Aplicaciones de los ácidos y las bases

ácido acetilsalicílico Aspirina

Enrojecimiento

Alivia

Fiebre

Impide

Inflamación

Coagulación de la sangre en personas de edad avanzada que padecen de endurecimiento de las arterias (arterioesclerosis). Ataques al corazón

ácido fólico Complejo B

+ + ácido ascórbico

Infartos cerebrales (embolias).

Al cuerpo a descomponer, utilizar y crear nuevas proteínas. Ayuda Formación de glóbulos rojos y la producción del adn, por lo que se recomienda a las mujeres tomarlo antes y durante el embarazo para prevenir ciertas anomalías congénitas.

Vitamina B-12

Vitamina C

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Bloque 1

figura 1 Los hidróxidos de sodio y de potasio son ingredientes esenciales en la elaboración de jabón.

Si hablamos de las “bases” o hidróxidos, tenemos ejemplos relevantes. Tal es el caso del NaOH (hidróxido de sodio), conocido comercialmente como “sosa cáustica”, que se emplea para fabricar jabones, rayón, papel, explosivos y tinturas (figura 1). También interviene en el procesamiento de textiles de algodón, lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción electrolítica. Se encuentra comúnmente en los limpiadores de desagües y hornos. Como información adicional, la producción de hidróxido de sodio es uno de los indicadores que marcan la diferencia en el desarrollo de un país. Como es evidente, los ácidos y las bases son, han sido y serán, sustancias que forman parte indisoluble de nuestra vida cotidiana, por lo que estudiar sus características, propiedades y reacciones será un recurso de gran utilidad para entender ciertos fenómenos. La palabra ácido proviene del latín acidus, que significa agrio, y tiene relación evidente con su sabor característico. El vinagre, el jugo de limón y la leche tienen un sabor ácido, provocado, entre otras cosas, por la presencia de ácido acético, ácido ascórbico y ácido láctico, respectivamente. Propiedades de los ácidos: • Neutralizan los efectos de las sustancias alcalinas. • Cambian de azul a rojo ciertos pigmentos vegetales como el tornasol. • Reaccionan con algunos metales (p. ej. Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2). • Tienen sabor agrio. • Conducen la electricidad en disolución acuosa. Son electrolitos. • Son, generalmente, corrosivos. • Reaccionan con las bases produciendo sales. El vocablo base proviene del griego basis, que significa fundamento del compuesto salino. El nombre base está relacionado con los primeros experimentos en los cuales se calentaban las sales hasta obtener su calcinación. Asimismo, el nombre de álcalis proviene del vocablo árabe alqali, que significa ceniza e indica la antigua fuente de su obtención (figura 2). Propiedades de las bases: • Tienen un sabor amargo (a lejía). • Cambian a azul el papel tornasol rojo. • Son capaces de neutralizar a los ácidos. • Otorgan al tacto una sensación jabonosa, es decir, son resbaladizas. • Conducen la electricidad en disolución acuosa. Son electrolitos. • Son generalmente corrosivas. • Reaccionan con los ácidos para producir sales. ¿Cuál es la explicación de tales características para los ácidos y las bases? A esta pregunta se han dado varias respuestas, entre las cuales destacan las que revisaremos en el desarrollo del bloque.

Actividad individual

figura 2 El vocablo álcalis hace referencia a la fuente original de obtención de las bases: las cenizas.

competencia genérica

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

Uno de los métodos más simples para determinar el carácter ácido o básico de una sustancia es observar si cambian el papel tornasol rojo a azul (sustancia alcalina) o viceversa, el papel tornasol azul a rojo (sustancia ácida). Probemos. 1. Consigue los materiales siguientes: • 8 tiras de papel tornasol rojo • 8 tiras de papel tornasol azul st-editorial.com

Reconoces las características de los ácidos y de las bases

• • • • • • • •

½ vaso de vinagre de manzana Jugo de un limón ½ vaso de jugo de naranja ½ vaso de jugo de toronja 1 pastilla de Alka Seltzer disuelta en un cuarto de vaso con agua Contenido de un sobre de “Sal de Uvas” disuelto en medio vaso con agua 1 cucharada de leche de magnesia ½ vaso de líquido limpiador de pisos

En la web Si deseas saber más acerca de los ácidos y de las bases, visita steditorial.com/enlaweb/tsquimica2 y abre el link número 01

2. Procedimiento: a. Sumerge por unos instantes, en cada una de las muestras, un papel tornasol rojo y toma nota de lo que sucede. Retira estos papeles e introduce en cada muestra una tira de papel tornasol azul. Observa y toma tus notas. b. Clasifica las muestras en el cuadro siguiente: Sustancia ácida

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Sustancia neutra

Sustancia alcalina

Tema 2 Teoría de Arrhenius

Tema 3 Teoría de Brönsted-Lowry

Tema 4 Teoría de Lewis

¿Cómo se podían reconocer, antes de Arrhenius, los ácidos y las bases? A partir de la teoría de Arrhenius, ¿cómo se sabe que un ácido o una base son tales?, ¿cómo se puede distinguir un ácido fuerte de uno débil y una base fuerte de una débil? Discute estas cuestiones con tus compañeros en clase y establezcan conclusiones.

Svante Arrhenius (1859-1927) fue un químico sueco que dedicó gran parte de su investigación científica a los efectos de la adición de ciertos solutos al agua, que lograban formar una disolución conductora de la electricidad. Años antes, el científico inglés Michael Faraday (1791-1867) había nombrado a estas sustancias electrolitos, indicando con ello que eran capaces de conducir la electricidad al fundirse o al ser disueltas en agua. En el mismo orden de ideas, llamó no electrolitos a las disoluciones no conductoras. Así, por ejemplo, una disolución de NaCl en agua es un electrolito porque es capaz, mediante el dispositivo adecuado, de conducir la electricidad a través de ella, mientras que una disolución de azúcar no conduce la electricidad y se considera como un no electrolito. Arrhenius considera, en su teoría, que los electrolitos existen en el agua como partículas cargadas eléctricamente (iones) y que una disolución de tales iones deberá contener igual número de iones positivos y negativos. Esto implica, por ejemplo, que al preparar una disolución 0.10 M de NaCl en agua se obtenga una cantidad igual de iones Na+ que de iones Cl-, con lo cual tendremos una concentración 0.10 M de iones sodio y 0.10 M de iones cloruro. Los electrolitos, por otra parte, tienen un papel importante en las propiedades coligativas que, como se recordará, son aquellas que dependen de la cantidad de partículas de soluto disuelto y no de la naturaleza o tipo de soluto. El punto de ebullición, de congelación y la presión de vapor –algunas de las propiedades coligativas– se afectan por la cantidad de iones disueltos. Por esa razón se utilizan como un medio indirecto para determinar hasta qué porcentaje se disocia un electrolito. Teóricamente, electrolitos como el H2SO4 o el NaCl se disocian al 100% cuando se disuelven en agua. Sin embargo, esto no es así en la realidad, y aunque se llega a un porcentaje muy alto, queda una parte sin disociarse debido

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Reconoces las características de los ácidos y de las bases

a que, probablemente, se establece un equilibrio dinámico en el que algunos iones vuelven al estado original, al mismo tiempo que tiene lugar el proceso de disolución en el cual el electrolito produce iones. Aunque los ácidos y las bases eran conocidos como tales desde hace muchos años y sus características más generales estaban bien determinadas, aún no se había logrado explicar la razón de su comportamiento peculiar. El mérito de Arrhenius consistió en que fue el primer científico en conocer la naturaleza fundamental de los ácidos y de las bases. A partir de sus experimentos con electrolitos, postuló que: • Los ácidos producen iones hidrógeno (H+) en disolución acuosa. • Las bases, en condiciones similares, producen iones hidróxido u oxhidrilos (OH-). Consideremos, en primer lugar, la acción de cuatro ácidos conocidos por la mayoría de nosotros: el ácido sulfúrico –ácido de acumulador–, el ácido muriático –que se utiliza como sustancia para quitar el sarro de los baños y otros lugares–, el ácido acético –ingrediente importante del vinagre– y el ácido carbónico –que encontramos en las bebidas gaseosas llamadas comúnmente refrescos. Cada una de estas sustancias es capaz de producir iones hidrógeno en disolución acuosa, por lo cual se les considera a todos como ácidos de Arrhenius: H2O

H2SO4(l)

H2O

HCl(g)

H+(ac) + Cl-(ac) H2O

HC2H3O2(l) H2CO3(g)

2H+(ac) + SO42-(ac)

H2O

H+(ac) + C2H3O2-(ac) 2H+(ac) + CO32-(ac)

Cabe señalar que las cuatro sustancias mencionadas presentan enlace covalente y que la producción de iones hidrógeno y los aniones respectivos se debe a la acción del agua, que es una sustancia polar. Asimismo, tanto el ácido acético como el ácido carbónico no se ionizan completamente, por lo que se establece un equilibrio entre los iones hidrógeno, iones acetato y ácido acético, lo cual se expresa mediante la escritura de la doble flecha. Veamos ahora qué sucede con las bases: el hidróxido de sodio, el hidróxido de calcio y el hidróxido de aluminio, cuando se disuelven en agua producen iones hidroxilo u oxhidrilos (OH-) y se reconocen como bases de Arrhenius: NaOH(s) Ca(OH)2(s) Al(OH)3(s)

H2O H2O H2O

Na+(ac) + OH-(ac) Ca+2(ac) + 2OH-(ac) Al+3(ac) + 3OH-(ac)

Actividad individual

competencia genérica

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

Para cada una de las sustancias relacionadas a continuación, escribe la ecuación de disociación e identifícala como ácido o base de Arrhenius. Las primeras dos sustancias se ionizan completamente, no así las dos últimas. Considera esto para escribir correctamente la ecuación de disociación. 1. HNO3 ________________________________________________ 2. KOH ________________________________________________ 3. NH3

________________________________________________

4. H2S

________________________________________________

Enlace covalente. Enlace químico que se forma cuando se comparten uno o más pares de electrones. st-editorial.com

Glosario 19

Bloque 1

Actividad grupal

competencia genérica

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

En grupos, determinen cuáles disoluciones son electrolitos. 1. Consigan el material que se enlista a continuación: • Vasos de unicel • 1 círculo de cartulina de unos 12 cm de diámetro • 1 mina de un lápiz –que puedes obtener quitándole al lápiz toda la madera con ayuda de una navaja o cuchillo– o una puntilla para lapicero • 1 trozo de alambre delgado de unos 30 cm • 1 pila AA o AAA • 1 o 2 cucharadas de sal de mesa • 1 o 2 cucharadas de azúcar • 1 limón • 100 mL de vinagre de manzana • Agua • 1 foco pequeño o un amperímetro 2. Procedimiento: a. Armen el circuito tal como se muestra en el esquema siguiente; utilicen la mina de lápiz o la puntilla como electrodos.

Si el foco se enciende se trata de un electrolito

Electrodo negativo “cátodo” Electrodo positivo “ánodo”

Vaso de precipitados

Electrolito

Foco

Pila

b. Numeren los vasos del 1 al 4 y preparen disoluciones con las siguientes mezclas. • Vaso 1: medio vaso con agua y media cucharada de sal. • Vaso 2: medio vaso con agua y media cucharada de azúcar. • Vaso 3: medio vaso con agua y el jugo de un limón. • Vaso 4: medio vaso con agua y tres cucharadas de vinagre de manzana.

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Reconoces las características de los ácidos y de las bases

c. Revuelvan bien el contenido de cada vaso e inmediatamente introduzcan los electrodos. Observen lo que sucede y anoten sus conclusiones sobre el fenómeno en un cuadrocuadro. Pueden tomar como referencia la siguiente matriz. Vaso

Mezcla

Agua y sal de mesa

Agua y azúcar

Agua y jugo de limón

Agua y vinagre

Observaciones

d. Redacten sus conclusiones. Indiquen cuáles de las mezclas son electrolitos y cuáles no, y traten de encontrar una explicación de su comportamiento en la experiencia que acaban de realizar. Se recomienda investigar previamente sobre los electrolitos –fuertes y débiles– y los no electrolitos. e. Guarden su trabajo en el portafolio de evidencias.

Reacciones de neutralización

La reacción de disoluciones acuosas de un ácido y de una base para formar una sal y agua se llama reacción de neutralización. Este tipo de reacción requiere que ambas sustancias se mezclen en proporciones cuidadosamente medidas, cuya cantidad se conoce al analizar la ecuación química. Como resultado de la reacción de neutralización desaparecen tanto el sabor agrio del ácido, como el tacto jabonoso de la base y el producto tiene un sabor salado puesto que es una disolución acuosa de sal. Un ejemplo clásico de neutralización se efectúa entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio. Los productos de la reacción son cloruro de sodio –la sal por excelencia– y agua. HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) Un aspecto extremadamente significativo que debemos considerar en las reacciones de neutralización, se refiere a la fuerza de los ácidos y de las bases, aspecto que estudiaremos con detalle más adelante. Por el momento, lo importante es conocer que cuando la reacción de neutralización se verifica entre un ácido y una base fuertes, lo más probable es que la reacción se vea favorecida en los productos, y se obtenga sal y agua, tal como sucede en el ejemplo que acabamos de considerar. Sin embargo, si el ácido o la base, o ambos, son débiles, lo más seguro es que la neutralización no se lleve a cabo totalmente sino solo en forma parcial. Al final quedará una buena parte de los reactivos originales y una pequeña porción de la sal. Las reacciones de neutralización tienen muchas aplicaciones, una de las más conocidas la constituye el remedio cotidiano para aliviar el exceso de acidez estomacal. Nuestro estómago, para poder digerir los alimentos, produce ácido clorhídrico y otras sustancias. Cuando la mucosa estomacal o intestinal se encuentra en buen estado no se tienen molestias; sin embargo, cuando la dieta de la persona incluye exceso de condimentos, grasas, picante o si Ecuación química. Descripción de una reacción química que se representa mediante fórmulas y coeficientes. Producto. Sustancia que se obtiene como resultado de una reacción química. st-editorial.com

Glosario 21

Bloque 1

El mundo que te rodea Los medicamentos antiácidos disminuyen la acidez anormal del tracto digestivo o de otras secreciones orgánicas. Su acción es casi instantánea; no es necesario esperar a que el cuerpo absorba el medicamento para sentir alivio. Sin embargo, no curan la acidez y su efecto no es prolongado, por lo cual puedes terminar con un mal crónico que te haga utilizarlos cada vez con más frecuencia.

la persona tiene, de manera crónica, un alto nivel de estrés, es frecuente que experimente un malestar conocido comúnmente como “agrura”, a veces acompañado de dolor abdominal. El remedio comercial consiste en pastillas o polvos que, disueltos en agua, neutralizan el exceso de acidez y las molestias cesan en gran medida. Por supuesto que las sustancias mencionadas tienen carácter alcalino y por ello son capaces de neutralizar el exceso de ácido en nuestro estómago, por tal razón se les conoce comercialmente como “antiácidos”. Estos fármacos pueden tener dos tipos de efectos: directos y remotos. Entre los primeros se encuentran el bicarbonato de amonio, el bicarbonato de potasio, la magnesia, el hidróxido de calcio hidratado y el carbonato de calcio. De efecto remoto tenemos a los acetatos, citratos y tartratos, que al transformarse en carbonatos incrementan la alcalinidad de la sangre. Además, hay un tercer grupo que actúa de forma directa o de forma indirecta, entre ellos: los carbonatos y bicarbonatos de sodio, potasio, calcio, magnesio y litio.

Actividad individual

competencia genérica

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

I. Escribe en tu cuaderno las reacciones de neutralización que se producen entre el NaOH(ac) y una disolución acuosa de cada uno de los ácidos relacionados a continuación. Indica además, el nombre de la sal formada. 1. Ácido acético, HC2H3O2 2. Ácido carbónico, H2CO3 3. Ácido sulfhídrico, H2S 4. Ácido nítrico, HNO3 5. Ácido sulfuroso, H2SO3 6. Ácido sulfúrico, H2SO4 7. Ácido hipocloroso, HClO 8. Ácido cloroso, HClO2 9. Ácido clórico, HClO3 10. Ácido perclórico, HClO4 II. A manera de resumen y para fijar tus conocimientos sobre el tema, elabora en una cartulina un mapa mental que rescate las ideas más importantes de la teoría ácido-base de Arrhenius. Compártelo con tus compañeros y con tu profesor. Gurádalo después en tu portafolio de evidencias.

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Tema 3 Teoría de Brönsted-Lowry

Tema 4 Teoría de Lewis

¿Cuál es el avance de la teoría de Brönsted-Lowry sobre la teoría de Arrhenius?, ¿cómo se conciben, de acuerdo a esta teoría, a los ácidos y a las bases? Responde a estas preguntas en tu cuaderno y después muéstralas a tu profesor.

Esta teoría describe el comportamiento de ácidos y bases, resaltando el concepto de pH y su importancia en los procesos químicos, biológicos y ambientales. El químico danés Johannes N. Brönsted (1879-1947) y el químico británico Thomas Lowry (1874-1936) propusieron, cada uno de forma independiente, una teoría que mejora significativamente la propuesta de Arrhenius, debido a que esta última se limita a las disoluciones acuosas y se han encontrado reacciones ácido-base que se verifican en fase gaseosa o en solventes distintos al agua –como el caso del amoniaco y el cloruro de hidrógeno– que reaccionan en fase gaseosa para formar una sal (cloruro de amonio): NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s). La definición de Brönsted-Lowry sostiene que: Ácido. Cualquier especie química que puede donar un protón (H+), es decir, un átomo de hidrógeno sin su electrón. Base. Una especie química capaz de aceptar un protón. Reacción ácido-base. Aquella en la que el ácido transfiere un protón a una base. Retomemos nuestra reacción de ejemplo: NH3(g) + HCl(g) → NH4+ + ClEl amoniaco recibe un protón del cloruro de hidrógeno, y se comporta como una base de Brönsted-Lowry, mientras que el cloruro de hidrógeno al donar el protón se comporta como un ácido de Brönsted-Lowry (figura 3 de la siguiente página). Como se puede observar, al efectuarse el proceso, el protón del cloruro de hidrógeno se une mediante enlace covalente con el par de electrones no compartido del amoniaco. Sal. Compuesto formado por un catión metálico y un anión diferente al hidrógeno. st-editorial.com

Glosario 23

Bloque 1 NH3

H x H xNx H

HCl

NH4Cl

H x Nx x H H

Cl-

figura 3 La reacción del amoniaco y el cloruro de hidrógeno gaseosos, produce la sal cloruro de amonio.

Por lo general, para que una sustancia actúe como ácido de Brönsted-Lowry, es necesario que el hidrógeno esté unido a un átomo más electronegativo que él, y en el mismo sentido, para que una sustancia actúe como una base de Brönsted-Lowry, es requisito indispensable que posea un par de electrones no compartido con el cual pueda establecerse el enlace covalente con el protón.

Par conjugado ácido-base

En las reacciones ácido-base que se desarrollan en disoluciones acuosas, la teoría de Brönsted-Lowry tiene una importancia peculiar. Por ejemplo, cuando el cloruro de hidrógeno gaseoso se disuelve en agua, se forman iones: HCl(g) + H2O(l) → H3O+(ac) + Cl-(ac) En esta reacción, el cloruro de hidrógeno es un ácido y el agua, una base. En el proceso, el ión hidrógeno proveniente del cloruro de hidrógeno se ha hidratado para formar el ión poliatómico denominado hidronio (H3O+). Este ión se considera como la hidratación del protón desprendido por la molécula ácida. A este respecto, existe fuerte evidencia de que el ión hidrógeno rara vez se encuentra libre como H+. Sucede, más bien, que el protón es fuertemente atraído por los electrones de las moléculas de agua que lo circundan, formándose así, de manera inmediata, el ión hidronio. Si consideramos la reacción opuesta: H3O+(ac) + Cl-(ac) → HCl(g) + H2O(l) Observamos que el ión hidronio funge como ácido de Brönsted-Lowry al donar un protón al ión cloruro, que a su vez actúa como una base de Brönsted- Lowry al aceptar un protón. Al donar su protón, el ión hidronio produjo una base: el agua. Mientras que el ión cloruro al aceptar el protón, dio paso a la formación del cloruro de hidrógeno, un ácido. A este tipo de combinaciones se les denomina, en el ámbito de esta teoría, par conjugado ácido-base. En nuestra reacción de ejemplo identificamos dos pares conjugados ácido-base: el primero de ellos lo constituye el hidronio (ácido conjugado 1) y el agua (base conjugada 1). El segundo par conjugado incluye al ión cloruro (base conjugada 2) y al cloruro de hidrógeno (ácido conjugado 2). HCl(g) + H2O(l) → H3O+(ac) + Cl-(ac) ácido 2

base 1

ácido 1

base 2

Podemos generalizar este concepto para diversas sustancias si usamos el símbolo HA para el donador de protones disuelto, y el símbolo A– para representar al anión: HA + H – O D [ H – O – H]+ + AH ácido + agua → ión hidronio + anión

Glosario 24

Ión. Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica positiva o negativa. Anión. Átomo o grupo de átomos que presentan carga negativa. st-editorial.com

Reconoces las características de los ácidos y de las bases

De igual forma, podemos identificar los pares conjugados ácido-base: HA + H – O D [ H – O – H]+ + AH ácido 1

base 2

ácido 2

base 1

A manera de síntesis, señalemos que un par conjugado ácido-base difiere tan solo en la presencia o ausencia de un protón. Todo ácido tiene una base conjugada que se forma quitando un protón al ácido y análogamente, toda base tiene un ácido conjugado que se forma añadiéndole un protón a la base. Si al ácido sulfhídrico (H2S) le quitamos un protón, obtenemos su base conjugada: HS-. Asimismo, si al ión cianuro (CN-) que se comporta como una base, le añadimos un protón, obtendremos el ácido conjugado correspondiente: HCN.

Actividad individual

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

Retrato Johannes Niclaus Brönsted. Químico danés nacido en 1879 y fallecido en 1947. Impartió cátedra en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más relevantes se sitúan en el campo de la termodinámica. Los experimentos con ácidos y bases en disolución le permitieron postular en 1923, una teoría revolucionaria que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto: el de pares ácido-base conjugados.

En el cuadro siguiente hemos anotado algunos ácidos y sus respectivas bases conjugadas. Escribe en tu cuaderno las ecuaciones químicas correspondientes e identifica el otro par conjugado ácido-base. Guarda después tu trabajo en el portafolio de evidencias. Ácido conjugado

Nombre

Base conjugada

Nombre

HC2H3O2

Ácido acético

C2H2O2-

Acetato

NH4+

Amonio

NH3

Amoniaco

H2CO3

Ácido carbónico

CO32-

Carbonato

HCN

Ácido cianhídrico

CN-

Cianuro

H3PO4

Ácido fosfórico

H2PO4-

Dihidrógenofosfato

H2SO4

Ácido sulfúrico

HSO4-

Hidrógenosulfato o bisulfato

Fuerza de los ácidos y de las bases

Las ideas que hemos planteado nos sirven para hacer otras consideraciones importantes sobre la fuerza de ácidos y bases. Al igual que otros electrolitos, los ácidos y las bases también pueden ser fuertes o débiles. Un ácido fuerte (HA) es aquel que cede H+ con facilidad y en disolución está totalmente disociado: HA → H+ + ACuando el ácido sulfúrico (H2SO4) se disuelve en agua, se disocia completamente, considerándose por tanto un ácido fuerte. La flecha de reacción que se dirige exclusivamente a la derecha tiene ese significado: H2SO4 → 2H+ + SO4-2 Un ácido débil (Ha) cede sus H+ con dificultad y se disocia muy poco en disolución. Una manera de indicar este fenómeno es la inclusión de la doble flecha en la reacción: Ha E H+ + a-

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Bloque 1

El ácido acético (figura 4) es un ejemplo de ácido débil que se disocia muy levemente: HC2H3O2 E H+ + C2H3O2-

figura 4 El vinagre tiene, como promedio, una concentración de 3% a 5% de ácido acético. Los vinagres naturales también contienen pequeñas cantidades de ácido tartárico y ácido cítrico.

Una base fuerte (B) es aquella que acepta los H+ con facilidad y, en presencia de una cantidad suficiente de ellos, capta todos los protones que requiere: B + H+ → BH+ Una base débil (b) acepta con mucha dificultad los H+ y recibe, por la misma razón, menos protones que la base fuerte: b + H+ → bH+ Cuando un ácido fuerte está disociado por completo, su base conjugada no acepta protones con facilidad, se comporta entonces como una base débil. A la inversa, un ácido débil tendrá, como contraparte, una base fuerte que acepta protones con facilidad. En resumen, los pares conjugados ácido-base incluyen parejas ácido fuerte-base débil, y viceversa, base fuerte-ácido débil. Pares conjugados

Ejemplos

Ácido fuerte – base débil

HCl … Cl-

Ácido débil – base fuerte

H2CO3 … CO32-

Base fuerte – ácido débil

NaOH … Na+

Base débil – ácido fuerte

Constante de ionización

Retrato Thomas Martin Lowry. Físico y químico inglés nacido en 1874 y fallecido en 1936. Estudió con Henry Armstrong, otro químico inglés cuyo interés principal se concentraba en la química orgánica, pero que estudiaba también la ionización en disoluciones acuosas. Lo anterior le permitió en forma simultánea, aunque trabajando de forma independiente, postular algunas ideas similares a las del químico danés Johannes N. Brönsted, que definen a un ácido como toda sustancia capaz de transferir protones y como una base a toda sustancia capaz de aceptarlos.

Glosario 26

¿Existe alguna forma de medir cuantitativamente la fuerza de un ácido o de una base? Por supuesto que es posible, sobre todo si tomamos en cuenta que la fuerza de un ácido o de una base está en función de cuánto puede disociarse. En el curso anterior de Temas selectos de química 1 aprendimos a escribir expresiones que nos permitían calcular la constante de equilibrio para una reacción determinada. En el caso de los ácidos o bases, podemos escribir de manera similar una expresión que permita mostrar la medida en que se disocia cuando se disuelve en agua. A esta expresión se le conoce comúnmente como constante de ionización o disociación y se representa como Ka para un ácido y como Kb para una base. Consideremos la siguiente expresión como el esquema para la disociación de un ácido débil en medio acuoso: HA(ac) + H2O(l) E H3O+(ac) + A-(ac) O bien: HA(ac) E H+(ac) + A-(ac) La expresión para la constante de equilibrio será: Ka =

[H +] [A -] [HA]

Para denotar que se trata de un ácido, podemos cambiar Keq por Ka, a la cual se le conoce como constante de disociación ácida. Ka =

[H +] [H -] [HA]

Ionización. Conversión de un átomo o una molécula en un ión por pérdida o ganancia de uno o más electrones. st-editorial.com

Reconoces las características de los ácidos y de las bases

La magnitud de Ka indica la tendencia del ácido a ionizarse en agua, de tal suerte que mientras más grande sea su valor, tanto más fuerte será el ácido. Si comparamos, por ejemplo, el valor de Ka para el ácido arsénico (H3AsO4) con el valor de Ka para el ácido acético (CH3COOH), veremos que el primero es más fuerte que el segundo porque los valores respectivos son 5.8 × 10-3 y 1.75 × 10-5 . En el cuadro 1 hemos concentrado los valores de Ka para diversos ácidos. Cuadro 1. Algunos valores de Ka Ácido

Fórmula

Acético

CH3COOH

1.75 × 10-5

Arsénico

H3AsO4

5.8 × 10-3

Arsenioso

H3AsO3

5.1 × 10-10

Benzoico

C6H5COOH

6.28 × 10-5

Ácido Ión metil amonio Ión piridinio Ión trimetil amonio Láctico

Bórico

H3BO3

5.81 × 10-10

Butanóico

CH3CH2CH2COOH

Carbónico

Fórmula

CH3NH3+

2.3 × 10-11

C5H5NH+

5.90 × 10-6

(CH3)3NH+

1.58 × 10-10

CH3CHOHCOOH

1.38 × 10-4

Maleico

cis-HOOCCH:CHCOOH

1.3 × 10-2

1.52 × 10-5

Málico

HOOCCHOHCH2COOH

3.48 × 10-4

H2CO3

4.45 × 10-7

Malónico

HOOCCH2COOH

1.42 × 10-3

Cianuro de hidrógeno

HCN

6.2 × 10-10

Mandélico

C6H5(CHOHCOOH)

4.0 × 10-4

Cítrico

HO2C(OH)C(CH2CO2H)2

8.4 × 10-4

Nitroso

HNO2

7.1 × 10-4

Cloroacético

ClCH2COOH

1.36 × 10-3

o-Ftálico

C6H4(COOH)2

1.12 × 10-3

Fenol

C6H5OH

1 × 10-10

Oxálico

HOOCCOOH

5.60 × 10-2

Fluoruro de hidrógeno

6.8 × 10-4

Peróxido de hidrógeno

H2O2

2.2 × 10-12

Fórmico

HCOOH

1.80 × 10-4

Periódico

H2lO6

2 × 10-2

Fosfórico

H3PO4

7.11 × 10-3

Pícrico

(NO2)3C6H2OH

4.3 × 10-1

Fosforoso

3 × 10-2

Pirúvico

CH3COCOOH

3.2 × 10-3

8.85 × 10-4

Propanoico

CH3CH2COOH

1.34 × 10-5

Glicólico

H3PO3 transHOOCCH:CHCOOH HOCH2COOH

1.47 × 10-4

Salicílico

C6H4(OH)COOH

1.06 × 10-3

Hidrazoico

HN3

2.2 × 10-5

Succínico

HOOCCH2CH2COOH

6.21 × 10-5

Hipocloroso

HOCl

3.0 × 10-8

Sulfámico

H2NSO3H

1.03 × 10-1

Ión amonio

NH4+

5.70 × 10-10

H2SO4

Fuerte

Ión anilinio

C6H5NH3+

2.51 × 10-5

Sulfúrico Sulfuro de hidrógeno

H2S

9.6 × 10-8

Ión dimetil amonio

(CH3)2NH2+

1.68 × 10-11

Sulfuroso

H2SO3

1.23 × 10-2

Ión etanol amonio

HOC2H4NH3+

3.18 × 10-10

Tartárico

HOOC(CHOH)2COOH

9.20 × 10-4

Ión etil amonio

C2H5NH3+

2.31 × 10-11

Tiociánico

HSCN

0.13

Ión etilén amonio

+H3NCH2CH2NH3+

1.42 × 10-7

Tiosulfúrico

H2S2O3

0.3

Ión hidrazinio

H2NNH3+

1.05 × 10-8

Tricloroacético

Cl3CCOOH

Ión hidroxil amonio

HONH3+

1.10 × 10-6

Yódico

HlO3

1.7 × 10-1

Fumárico

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Bloque 1

Si conocemos el valor de Ka y la concentración del ácido, podemos calcular, con un procedimiento sencillo, la concentración de los iones producidos.

Ejemplo 1

Calcula la concentración de iones hidrógeno H+ en una disolución 0.00035 M de ácido acético. Solución

Como primer paso escribimos la ecuación de disociación, a partir de ella anotamos la expresión para la constante de disociación ácida y tomamos de la tabla su valor respectivo: HC2H3O2(l) E H+ (ac) + C2H3O2-(ac) Ka a =

[H +] [C2H3O2 -] = 1.75 # 10 -5 [HC2H3O2]

Para efectuar el análisis adecuadamente conviene considerar las condiciones iniciales, lo que sucede en el cambio y lo que pasa al establecerse el equilibrio: HC2H3O2 E H+ + C2H3O2Inicio

0.00035 M

Cambio

-x M

+x M

Equilibrio

0.00035-x M

Sustituimos en la expresión de la constante de disociación ácida, efectuando previamente una consideración importante: puesto que la disociación del ácido acético es verdaderamente mínima, la concentración inicial de ácido acético permanece inalterada. Entonces podemos escribir: ]x g]x g K a = 0.00035 = 1.75 # 10 -5

x2 -5 0.00035 = 1.75 # 10 x 2 = ^1.75 # 10 -5 h]0.00035g x = ^1.75 # 10 -5 h]0.00035g = 7.8 # 10 -5 M = 6H +@

El pequeño valor obtenido para [H+] indica que se trata de un ácido débil. De forma análoga podemos proceder al cálculo de la concentración de iones el valor de la constante de disociación básica, Kb (cuadro 2). Cuadro 2. Constantes de disociación de bases a 25°C Nombre

Fórmula

Amoniaco

NH3

1.8 × 10-5

Anilina

C6H5NH2

4.3 × 10-10

Dimetilamina

(CH3)2NH

5.4 × 10-4

Etilamina

C2H5NH2

6.4 × 10-4

Hidracina

H2NNH2

1.3 × 10-6

Hidroxilamina

HONH2

1.1 × 10-8

Metilamina

CH3NH2

4.4 × 10-4

Piridina

C5H5N

1.7 × 10-9

Trimetilamina

(CH3)3N

6.4 × 10-5 Fuente: Brown et al. (2004).

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Reconoces las características de los ácidos y de las bases

Ejemplo 2

En la web

Se preparó una disolución 0.010 M de amoniaco en agua. Determina la concentración de iones hidroxilo presentes en la disolución.

Si deseas saber más acerca de cómo calcular la constante de ionización de un ácido débil, visita steditorial.com/enlaweb/ tsquimica2 y observa el video del link número 02

Solución

Escribimos la ecuación de disociación para el amoniaco (NH3), que como es una base, forma su ácido conjugado añadiéndole un protón, y se obtiene así el ión amonio: NH4+(ac) + OH-(ac)

NH3(ac) + H2O(l)

Omitimos el agua por ser el disolvente, y la expresión para la constante de disociación básica será: Kb =

6NH 4+@6OH –@ 6NH 3@

= 1.8 × 10-5

Efectuamos el análisis del comportamiento del proceso: NH3(ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH-(ac) Inicio

0.010 M

Cambio

-x M

+x M

Equilibrio

0.010-x M

Como es una base débil, su disociación tiene valores muy pequeños, por lo que para simplificar los cálculos, la concentración final en el equilibrio será, con una fuerte aproximación, la misma que se tenía inicialmente, por ello: [NH3] = 0.010-x M ≈ 0.010 M Sustituyendo en la expresión para Kb y resolviendo, obtenemos el resultado: 5x?5x? Kb = 5 = 1.8 # 10 -5 0.010?

x2 = (0.010)(1.8 × 10-5)

x = ]0.010g^1.8 # 10 -5 h

x = 4.2 × 10-4M = [OH-]

Actividad individual

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

Resuelve lo siguiente en hojas aparte y después guárdalas en tu portafolio de evidencias. 1. Calcula la concentración de iones hidrógeno de una disolución 0.20 M de HCN para la cual Ka = 4.9 × 10-10. 2. ¿Cuál será la concentración de iones hidroxilo para una solución 0.120 M de piridina (C5H5N), si Kb = 1.7 × 10-9?

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Bloque 1

Ácidos polipróticos

figura 5 Para producir ácido fosfórico, las plantas necesitan constantes cuidados y mantenimiento debido a la naturaleza corrosiva de este ácido.

Cuadro 3. Ácidos inorgánicos polipróticos Nombre común

Fórmula

Constante de disociación ácida, Ka

Ácido sulfúrico

H2SO4 HSO4-1

Ka1 = 2.4 × 106 Ka2 = 1.0 × 10-2

Ácido crómico

H2CrO4 HCrO4-1

Ka1 = 3.55 Ka2 = 3.36 × 10-7

Ácido sulfuroso

H2SO3 HSO3-1

Ka1 = 1.71 × 10-2 Ka2 = 5.98 × 10-8

Ácido fosfórico

H3PO4 H2PO4-1 HPO4-2

Ka1 = 7.1 × 10-3 Ka2 = 6.2 × 10-8 Ka3 = 4.6 × 10-13

Ácido fosforoso

H3PO3 H2PO3-1

Ka1 = 1.6 × 10-2 Ka2 = 6.3 × 10-7 -

Ácido pirofosfórico

H4P2O7 H3P2O7-1 H2P2O7-2 HP2O7-3

Ka1 = 3 × 10 2 Ka2 = 4.4 × 10-3 Ka3 = 2.5 × 10-7 Ka4 = 5.6 x 10-10

Ácido carbónico

H2CO3 HCO3-1

Ka1 = 4.35 × 10-7 Ka2 = 4.69 × 10-11

Sulfuro de hidrógeno

H2S HS-1

Ka1 = 9 × 10-8 Ka2 = ca. 10-15

Ácido bórico

H3BO3 H2BO3-1 HBO3-2

Ka1 = 7.2 × 10-10 Ka2 = 1.8 × 10-13 Ka3 = 1.6 × 10-14

Algunos ácidos, como el sulfúrico (H2SO4) y el fosfórico (H3PO4), contienen más de un átomo de hidrógeno capaz de ser disociado y por ello son conocidos como ácidos polipróticos (figura 5). Estos ácidos son capaces de disociarse en etapas sucesivas y para cada una de ellas se calcula una constante de disociación ácida (Ka1, Ka2, etc.), como puede observarse en el caso de la disociación del ácido sulfúrico: H2SO4(ac) → H+(ac) + HSO4-(ac) Ka1 = 2.4 × 106 HSO4-(ac) → H+(ac) + SO4-2(ac) Ka2 = 1.0 × 10-2 Para la primera disociación, el valor de Ka es muy alto, por lo que se infiere que casi todo el reactivo original se disocia en iones hidrógeno e hidrógenosulfato, hecho que se indica mediante la flecha en un solo sentido. En cambio, en la segunda disociación, debido a que el valor de Ka es mínimo en comparación con el anterior, se entiende que habrá unos pocos iones hidrógeno y sulfato derivados de este proceso. Para los efectos prácticos, cuando debe calcularse la disociación de un ácido poliprótico, debido a su magnitud, basta con tomar en cuenta Ka1. Los valores de la constante para las dos disociaciones muestran un hecho que es de carácter general para los ácidos polipróticos: es más sencillo arrancar el primer protón que el segundo y, a su vez, es más sencillo despojar al ácido del segundo protón que del tercero. El cuadro 3 expresa algunos valores para la disociación en etapas sucesivas para ácidos inorgánicos polipróticos y las cifras nos muestran lo que acabamos de comentar.

Actividad individual

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

I. Escribe en hojas aparte las ecuaciones para las disociaciones sucesivas y las expresiones correspondientes a la constante de disociación ácida (Ka) en los casos siguientes: 1. Ácido fosfórico (H3PO4). 2. Sulfuro de hidrógeno (H2S). II. Guarda tu trabajo en el portafolio de evidencias.

Concentración de iones hidronio y pH

Fuente: Michigan State University.

Glosario 30

En el agua pura sucede un fenómeno muy interesante, pues aunque no contenga ningún electrolito disuelto, ella misma se comporta como un electrolito muy débil y puede ionizarse. Dos moléculas de agua interaccionan entre sí produciendo un ión hidronio y un ión hidroxilo por transferencia de un protón de una molécula de agua a la otra: H2O + H2O E H3O+(ac) + OH-(ac)

Molécula. Una partícula neutra en la cual se encuentran covalentemente unidos dos o más átomos. También se acostumbra definir como la unidad más pequeña de un compuesto que retiene las propiedades de dicho compuesto. st-editorial.com

Reconoces las características de los ácidos y de las bases

De lo cual podemos derivar una expresión para la constante de ionización: K–

6H 3 O 2@5OH –? 6H 2 O@2

En disoluciones muy diluidas, la concentración del agua se considera constante, lo cual resulta fácil de comprender, debido a que los electrolitos que puede contener disueltos se encuentran presentes en tan pequeña cantidad que su concentración es despreciable y se tiene, prácticamente, agua pura. Por tanto, podemos combinar la concentración del agua con la constante de ionización: K[H2O]2 = [H2O+] [OH-] La nueva constante K [H2O]2 recibe el nombre de constante de disociación del agua y se representa con la expresión Kw por lo que la expresión anterior se transforma en: Kw = [H2O+] [OH-] Experimentalmente se ha demostrado que el valor de Kw a 25°C es igual a 1 × 10-14 Kw = [H2O+] [OH-] = 1 × 10-14 En el agua pura, las concentraciones de los iones hidrógeno e hidroxilo son iguales, por lo que: [H3O+] = [OH-] = x Si sustituimos lo anterior en la expresión para la constante de disociación del agua tendremos: [H3O+] = [OH–] = (x)(x) = x2 = 1 × 10-14 x = 1# 10 -14 = 1 # 10 -7 M

Cuando la concentración de iones hidronio y de iones hidroxilo en el agua es igual a 1 × 10-7 M se dice que el agua es neutra. ¿Qué sucede si al agua pura añadimos una cantidad de iones hidronio? La disolución se hace ácida y el equilibrio se perturba. Para volver a él, de acuerdo al principio de Le Châtelier, una pequeña cantidad de iones hidronio reacciona con iones hidroxilo provenientes de la autoionización para producir más moléculas de agua, lo que provoca una reducción de [OH-]. Al final, el producto de las concentraciones [H3O+][OH-] vuelve a establecerse en 1 × 10-14 M, pero la concentración de iones hidronio es más elevada que la de iones hidroxilo. Algo similar sucede si añadimos iones hidroxilo al agua pura, en este caso la disolución se vuelve básica. Como consecuencia, algunos iones hidroxilo reaccionarán con iones hidronio para formar mayor cantidad de moléculas de agua y volver al equilibrio. Sin embargo, en este caso, la concentración final de iones hidroxilo supera a la de iones hidronio. Consideremos, a manera de resumen, lo que sucede en cada uno de los tres casos: • En agua pura cada una de las concentraciones tendrá un valor de 1 × 10-7 M: [H3O+] = [OH-] • En medio ácido: [H3O+] > [OH-] • En medio básico: [H3O+] < [OH-] A pesar de la diferencia de concentraciones entre uno y otro ión, hay que recordar siempre que el producto de las concentraciones, en el equilibrio, tiene un valor de 1 × 10-14M, lo cual puede aplicarse para conocer la concentración de uno, si se conoce la del otro. st-editorial.com

Bloque 1

Ejemplo 3

En una cierta disolución se ha calculado que [H3O+] = 4 × 10-7 M, calcula [OH–] e indica si la disolución es neutra, ácida o básica. Solución

Como: [H3O+] = [OH-] = 1 × 10-14 M Podemos sustituir el dato que proporciona el problema para obtener: -14 5OH –? = 1# 10 -7 = 2.5 # 10 -8 M

4 # 10

Como en este caso [H3O+] > [OH-], la disolución es ácida. (4 × 10-7) [OH-] = 1 × 10-14 Para esta consideración es muy importante tomar en cuenta que las potencias negativas se entienden, por decirlo de alguna manera, “al revés” de las positivas. Así, 10-8 es diez veces menor que 10-7, mientras que en potencias positivas, 108 es diez veces mayor que 107 .

Actividad individual

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

I. Calcula las concentraciones que se solicitan e indica si la disolución es ácida, neutra o básica. Considera en todos los casos que la temperatura es de 25°C. 1. [H3O+] si [OH-] = 2 × 10-6 M 2. [OH-] si [H3O+] = 1.8 × 10-5 M 3. [OH-] si [H3O+] = 4 × 10-9 M 4. [H3O+] si [OH-] = 7 × 10-13 M 5. [H3O+] si [OH-] = 2 × 10-6 M II. Guarda tu trabajo en el portafolio de evidencias.

La escala de pH

figura 6 El pH puede influir en la coloración de las flores, por ejemplo, la hortensia en suelos ácidos produce flores azules, mientras que en suelos alcalinos estas son de color rosa.

Podemos concluir, después de los temas revisados, que la acidez o la alcalinidad de una sustancia está en función de la concentración de iones hidronio que se obtienen al disolverla en agua (figura 6). En la mayor parte de las sustancias naturales comunes, estas concentraciones son muy bajas, por lo que expresarlas en forma decimal o exponencial resulta complejo y con frecuencia es fuente de errores. En 1909, el químico danés Sören Sörensen (1868-1939) propuso una alternativa para expresar la concentración de H3O+. Sörensen sugirió que en lugar de usar números en forma decimal o exponencial, se empleara una trasformación logarítmica de la concentración molar de protones a la que llamó pH y la definió como el negativo del logaritmo en base 10 de la concentración de iones hidronio: pH = -log[H3O+] Por analogía, el pOH se describe como el negativo del logaritmo en base 10 de la concentración de iones hidroxilo. pOH = -log[OH-] De acuerdo con la constante de disociación del agua, el producto de las concentraciones de iones hidronio e iones hidroxilo, como hemos visto, es siempre igual a 1 × 10-14, por lo que al utilizar las propiedades de los logaritmos podemos escribir: pH + pOH = 14 st-editorial.com

Reconoces las características de los ácidos y de las bases

En la expresión anterior podemos observar con mayor claridad que al aumentar la concentración de iones hidronio, la de iones hidroxilo deberá disminuir para que la suma, al final, se mantenga igual a 14, y viceversa. En el cuadro 4 podemos ver las concentraciones molares de iones hidronio e hidroxilo y su expresión correspondiente de pH o pOH. Cuadro 4. CONCENTRACIONES MOLARES DE IONES HIDRONIO E HIDROXILO Tipo de sustancia

Ácida

Ejemplos

Ácido sulfúrico concentrado

1 × 10-14 1 × 10-13

1 × 10-1

Ácido clorhídrico

1 × 10-2 1 × 10-3

1 × 10-12 1 × 10-11

Jugo de limón, jugo gástrico

Jugo de naranja

1 × 10-4 1 × 10-5

1 × 10-10 1 × 10-9

Lluvia ácida

Café negro

1 × 10-6 1 × 10-7

1 × 10-8 1 × 10-7

Orina, saliva

Agua pura

1 × 10-8 1 × 10-9

1 × 10-6 1 × 10-5

Agua de mar

Polvo de hornear

1 × 10-10 1 × 10-11

1 × 10-4 1 × 10-3

Leche de magnesia

Limpiadores caseros

1 × 10-2 1 × 10-1

Agua de jabón

1 × 10-12 1 × 10-13

Limpiadores de hornos

1 × 10-14

Hidróxido de sodio

3 5 6 7 8 9 10

Básica

pOH

Neutra

[OH-]

[H3O+]

11 12

De los datos que proporciona el cuadro 4, podemos derivar algunas propiedades importantes del pH: • El pH varía inversamente a la concentración de iones hidronio, lo cual quiere decir que mientras más bajo sea el valor del pH, mayor será la concentración de H+ y por tanto, también será mayor la acidez (figura 7). • Puesto que la escala de pH es logarítmica, el cambio de una sola unidad representa, en realidad, una variación de diez veces la concentración de H+ (figura 8). Revisemos la forma en que a partir de la concentración de iones hidronio, se determina el pH de una disolución.

Ejemplo 4

Determina el pH de una disolución de fenol (C6H5 OH) cuya concentración de iones hidronio [H3 O+] es de 1.8 × 10-5 M.

H+

pH figura 7 Por tratarse de una expresión logarítmica, leves variaciones del pH pueden corresponder a grandes variaciones en la concentración de H+.

Solución

Consideremos la definición pH = -log [H3 O+] . De acuerdo con los datos del problema [H3O+] = 1.8 × 10-5. Tomamos el logaritmo negativo para ambos miembros de la igualdad y resolvemos con el auxilio de una calculadora: -log[H3O+] = pH = -log(1.8 × 10-5) pH = -log 1.8 × log 10-5 pH = -0.25 + 5 = 4.75 Este valor de pH indica que la disolución es ácida.

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0 1

Acidez creciente

10 11

13 14

Basicidad creciente

figura 8 Escala de pH. Como las potencias de la concentración H+ oscilan entre cero y -14, su logaritmo negativo puede adquirir los valores de cero a 14. Las disoluciones con pH igual a 7 son neutras, las de pH mayor que 7, básicas y las de pH menor que 7, ácidas. 33

Bloque 1

Ejemplo 5 Para una cierta disolución se ha calculado que la concentración de iones hidroxilo es 2 × 10-6 M. Calcula el pH de la disolución.

Inicio

-x M

+x M

0.050-x M

Cambio Equilibrio

Solución

0.050 M

Recordemos que de acuerdo a la constante de disociación del agua [H3 O+] [OH-] = 1 × 10-14, por lo que sustituyendo, despejando y resolviendo tenemos:

Considerando que 0.050 − x M ≈ 0.050 M

[H3O+] [OH- ] = 1 × 10-14

x2 -5 0.050 = 6.3 # 10

[H3O+] [2× 10-6] = 1 × 10-14

x2 = (6.3 × 10-5)(0.050)

-14

[H3O+] =

1# 10 2 # 10 -6

5x?5x? K a = 0.050 = 6.3 # 10 -5

x = ^6.3 # 10 -5 h^0.050h = 1.8 # 0 -3 M = 6H 3 O +@

= 5 × 10-8

-log[H3O+] = -log (5 × 10-8) pH = -log5 × log10-8

De acuerdo con la definición de pH, tomamos el logaritmo negativo de la concentración de iones hidronio que calculamos, para obtener el pH de la disolución:

pH = –0.69 + 8 = 7.3 (disolución ligeramente básica)

pH= -log[H3O+] = -log(1.8 × 10-3) = 2.74

Actividad individual

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

Calcula el pH en los casos siguientes y después guarda tu trabajo en el portafolio de evidencias. 1. Una disolución de ácido acético con [H3 O+] de 1.8 × 10-4 M. 2. Una disolución de NH3 , con [OH-] de 2.5 × 10-8 M. Cálculo del pH con base en Ka Si conocemos el valor de Ka y la concentración inicial de un ácido débil, puede calcularse la concentración de iones hidrógeno [H+] en una disolución de un ácido débil. Revisemos un caso donde se ejemplifica el cálculo necesario para ello.

Ejemplo 6

Para el ácido benzoico (HC7H5O2) el valor de Ka es igual a 6.3 × × 10-5. ¿Cuál será la concentración en equilibrio de [H3 O+] y el pH de la disolución si la concentración inicial del ácido benzoico es 0.050 M?

Cálculo de Ka a partir del pH Es posible efectuar, a partir del pH, el cálculo de la constante de disociación ácida. Retomemos el ejemplo anterior y hagamos un nuevo enunciado del problema.

Ejemplo 7

Una cierta disolución de ácido benzoico tiene un pH de 2.74. Si su concentración inicial fue 0.050 M, ¿cuál es el valor de Ka para este ácido? Solución

Anotamos: a. La ecuación de disociación. HC7H5O2 (ac) + H2O(l) E H3O+(ac) + C7H5O2-(ac) b. La expresión para Ka. Ka =

c. Tomamos la definición de pH para dar respuesta a lo que se solicita. pH= -log[H3O+] = 2.74 log[H3O+] = -2.74 [H3O+] = 10-2.74 [H3O+] = 1.8 × 10-3 M

Solución

Escribimos la ecuación para la disociación del ácido benzoico y a partir de ella, anotamos la expresión para la constante de disociación ácida, como sigue: HC7H5O2 (ac) + H2O(l) Ka =

H3O+(ac) + C7H5O2-(ac)

6H 3 O +@6C 7 H 5 O 2-@ = 6.3 # 10 –5 6HC 7 H 5 O 2@

Efectuamos el análisis del proceso de disociación y los cambios de concentración que se derivan: HC7H5O2 (ac) + H2O(l) E H3O+(ac) + C7H5O2-(ac)

6H 3 O +@6C 7 H 5 O 2 –@ = 6.3 − 10 –5 6HC 7 H 5 O 2@

Como en el equilibrio [H3O+] = [C7H5O2-] y la concentración inicial de ácido benzoico es 0.050 M, tenemos: (1.8 − 10 –3) (1.8 − 10 –3) 0.050 (1.8 − 10 –3) 2 Ka = = 6.5 # 10 –5 0.050 Ka =

Como la Ka para un ácido débil está entre 10-3 y 10-10, el resultado es razonable.

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Reconoces las características de los ácidos y de las bases

Actividad individual

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

Resuelve los siguientes ejercicios en hojas aparte. Cuando termines, guárdalas en tu portafolio de evidencias. 1. Escribe la ecuación química y la expresión de Ka para la disociación de los ácidos siguientes: a. Fenol (C6H5OH). b. Ácido bromoso (HBrO2). 2. Una disolución 0.10 M de ácido láctico (HC3H5O3) tiene un pH de 2.44. Calcula el valor de Ka. 3. Una cierta muestra de vinagre tiene un pH de 2.90. Suponiendo que el único ácido presente es el ácido acético (HC2H3O2) determina la concentración de iones hidronio presente en la disolución.

En la web Si deseas saber más acerca del pH, visita steditorial.com/enlaweb/tsquimica2 y observa el video del link número 03

Indicadores ácido-base

Existen dos métodos para medir el pH de una sustancia, el método colorimétrico y el método potenciométrico. En ambos casos se tiene una disolución “patrón” de pH conocido y a partir de ella se compara el de la sustancia problema. Método colorimétrico. Se emplean ácidos y bases orgánicas débiles, cuyas moléculas tienen un color cuando están en medio básico y otro en medio ácido. Hablando con más precisión, los indicadores adquieren un color cuando están disociados y otro cuando no lo están, debido principalmente a que están formados por sistemas resonantes aromáticos –recuerda que los aromáticos son compuestos derivados del benceno–, que pueden modificar la distribución de carga según la forma que adopten. Esto provoca que la absorción energética se modifique y con ello el color que presenta el indicador. Así pues, cuando se trata de determinar el pH, se suministran a la sustancia problema unas gotas del indicador y de acuerdo a la coloración se determina su acidez o basicidad. ¿Cómo funciona un indicador? Para entenderlo, podríamos establecer un equilibrio de disociación para un indicador ácido, que denotaremos por HIn: HIn E In - + H + Color A Color B

Y la expresión para la constante de disociación ácida (Ka) será: Ka =

5In -? 5H +? [HIn]

Que puede escribirse de la siguiente manera: 5In -? Ka 5H +? = [HIn]

Analicemos esta expresión. Si el medio es ácido, la concentración de iones hidrógeno aumenta, lo que implica que la relación [In- ]/[HIn] disminuye y el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, aumenta la concentración de HIn y domina su color (el color A). Si por el contrario, el medio es básico, el cociente tendrá que aumentar, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, predomina entonces la concentración de In- y domina el color B. Básicamente, un indicador de pH es un detector químico para el ión hidronio H3O+ (o para el ión hidrógeno, H+) en el modelo de Arrhenius y su concentración provoca el cambio de color en el indicador. Evidentemente, si existe un equilibrio en la concentración de iones hidrógeno y de st-editorial.com

Bloque 1

iones ln-, las dos formas coexisten y el color resultante es una mezcla de colores que dependerá de la proporción en la que se hallen las concentraciones (infográfico 2). Un indicador de pH es un compuesto químico halocrómico que se añade en pequeñas cantidades a la disolución cuya acidez o alcalinidad se está determinando. Existe una gran variedad de indicadores, cada uno de ellos con diferente constante de equilibrio y cuyo uso se recomienda en dependencia del pH de la disolución. En el infográfico 2 se anotan varios de ellos con la coloración que dan y el rango de pH en el que son más útiles.

Infográfico 2

Cambios de color en los indicadores azul de bromotimol

Medio ácido

rojo fenol

rojo de metilo

verde de bromocresol

anaranjado de metilo

azul de bromofenol

azul de timol

0-2.5

rojo fenol

Medio básico

2.5-3

3-5.5

anaranjado de metilo

fucsina

5.5-5.7

5.7-7.45

7.45-11.5

azul de timol

azul de bromofenol

rojo de metilo

verde de bromocresol

11.5-14

pOH

alizarina

azul de bromotimol

Margen de pH del cambio de color

pKa del indicador

Margen de pH del cambio de color

pKa del indicador

Azul de timol

1.2 a 2.8

1.7

Rojo fenol

6.4 a 8.0

7.0

Anaranjado de metilo

3.2 a 4.4

3.4

Azul de bromotimol

6.2 a 7.6

7.1

Azul de bromofenol

3.0 a 4.6

3.9

Fucsina

8.0 a 9.6

8.9

Verde de bromocresol

4.0 a 5.6

4.7

Fenolftaleína

8.0 a 10.0

9.4

Rojo de metilo

4.5 a 6.0

5.0

Alizarina

11.0a 12.4

11.7

Indicador

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Reconoces las características de los ácidos y de las bases

Método potenciométrico. Se basa en la medición de la diferencia de potencial que se genera entre los dispositivos del instrumento conocido como pHmetro debido a la concentración de iones hidrógeno e hidroxilo presentes en la disolución cuyo pH se mide. El pHmetro es un aparato electrónico, que consta de un electrodo que se introduce en la disolución de pH desconocida. En términos muy generales, el funcionamiento del pHmetro se basa en que el electrodo contiene una disolución ácida encerrada en una membrana de vidrio especial que permite la migración de los iones H3O+. Si la disolución desconocida tiene un pH diferente a la disolución dentro del electrodo, se establece una diferencia de potencial, que se registra en la escala de pH que posee el equipo. El pHmetro permite medir el pH con una precisión de dos cifras decimales. Para su correcto funcionamiento, el pHmetro debe calibrarse previamente con una disolución patrón de pH perfectamente conocido. Una vez hecho lo anterior, es posible efectuar las mediciones deseadas (figura 9).

Electrodo

Escala de pH Vaso de precipitado

Disolución

pHmetro

figura 9 Instrumento para medir el pH.

Importancia del pH en los sistemas biológicos Los organismos biológicos requieren, para poder subsistir, que el pH de sus líquidos intra y extracelulares se mantenga prácticamente invariable. Una variación de tan solo unas décimas en el pH puede poner en riesgo el funcionamiento de órganos o funciones vitales y en casos extremos, provocar la muerte del organismo. Por ejemplo, el pH de la sangre es de 7.4, si disminuye por debajo de 7.2, se tiene una condición llamada acidosis. Si sube por encima de 7.6 tendremos alcalosis. Cuando está sano, el cuerpo tiene una alcalinidad muy ligera y las sustancias ácidas, como el dióxido de carbono, son neutralizadas por medio de sustancias alcalinas como el bicarbonato. Los riñones regulan el pH del cuerpo controlando los ácidos y el bicarbonato amortiguador. Por ejemplo, el pH del líquido extracelular debe mantenerse dentro de límites estrictos, ya que una variación en la concentración de H+ altera el funcionamiento de los procesos enzimáticos, y provoca graves trastornos metabólicos. En el siguiente esquema se pueden conocer cuáles son los factores que ocasionan un aumento del pH (alcalosis), y los que producen su disminución (acidosis), ambos pueden ocasionar resultados letales.

Factores que causan alcalosis o acidosis

pH↑ Acidosis

medicamentos productores de ácidos

aumento en la producción de ácidos orgánicos

retención de CO2

aumento en la pérdida de H+

aumento en la entrada de HCO3

aumento en la pérdida de CO2

pH↓ Alcalosis

Algo similar sucede con la estabilidad de las proteínas, puesto que una variación de décimas en el pH provoca su desnaturalización, lo cual implica que se modifica a tal grado la estructura de la proteína, que pierde sus funciones. Otro caso lo encontramos en la actividad catalítica de las st-editorial.com

Bloque 1

enzimas, pues en función de su pH pueden generar cargas eléctricas que modifican su actividad biológica. Las enzimas son proteínas, cualquier cambio brusco de pH puede alterar el carácter iónico de los grupos amino y carboxilo en la superficie proteica, lo que afecta sus propiedades catalíticas. A pH alto o bajo se puede producir la desnaturalización de la enzima y en consecuencia su inactivación. La fosfatasa ácida es más activa a pH 5.0, mientras que la fosfatasa alcalina lo es a pH 9.0. Muchas enzimas tienen máxima actividad cerca de la neutralidad en un rango de pH de 6 a 8. Observa el siguiente infográfico.i

Infográfico 3

El pH en el cuerpo humano

6.8 jugo gástrico 1.7 a 2.8

Muerte

saliva 6a8

orina 6a8

Acidosis

linfa 7.3 a 7.4

7.45

líquido cefalorraquídeo 7.3 a 7.4

8.0

jugo pancréatico 8.3 a 9.7

líquido intestinal 7.3 a 7.4

plasma 7.3 a 7.4

Normal

Alcalosis

Muerte

Como has podido observar, cada líquido corporal tiene un determinado pH, y sus valores oscilan dentro de ciertos límites. El pH no afecta, por sí solo, la actividad enzimática, sino la concentración de protones. Los protones, además de alterar la estructura de la enzima y el sustrato, pueden participar también en la reacción como sustrato o producto. En esos casos, la concentración de protones afecta directamente la velocidad de la reacción.

Actividad individual

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

I. Realiza en hojas aparte los ejercicios siguientes. 1. Explica brevemente los dos métodos que existen para medir el pH de una sustancia. 2. Desde el punto de vista químico, ¿en qué consisten la acidosis y la alcalosis? 3. Investiga de dónde proviene la abreviatura de pH y qué significa. 4. Si el pH de la sangre se sitúa por encima de 7.42, ¿qué consecuencias tendría esto para la salud? 5. Elabora una lista de síntomas y enfermedades que pueden ser ocasionados por la hiperacidez (acidosis). 6. Investiga cuáles son las razones por las que se acidifica nuestro sistema. pH líquido extracelular pH entre 7.35 y 7.45: plasma, linfa, líquido intestinal, líquido cefalorraquídeo, pH jugo gástrico, pH orina y saliva, pH jugo pancreático. II. Guarda tu trabajo en el portafolio de evidencias.

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Tema 4 Teoría de Lewis

¿Cuál es el avance que presenta la teoría de Lewis comparada con la de Arrhenius y la de Brönsted-Lowry? Discute la respuesta a esta pregunta en tu salón de clase y bajo la guía de tu profesor. Establezcan conclusiones.

Como hemos visto en los temas anteriores, la teoría ácido-base de Arrhenius se basa en la disociación que se realiza en estas sustancias cuando se encuentran en disoluciones acuosas. Hemos de recordar que en esta definición los ácidos son aquellas sustancias capaces de producir, en disoluciones acuosas, iones hidrógeno, y por otra parte, las bases, en las mismas condiciones, producen iones hidroxilo. Frente a estas ideas, la teoría de Brönsted-Lowry amplía el concepto de ácidos y bases, postulando la figura de donadores o aceptadores de protones, para lo cual no se requiere, necesariamente, un medio acuoso. Así pues, una sustancia se considera ácida cuando es capaz de donar protones y básica cuando acepta protones, independientemente del medio en el cual se realice tal proceso. Resumiendo, ambas teorías, aunque difieren en varios aspectos, coinciden en uno muy importante: el comportamiento ácido o base de una sustancia se considera a partir de la participación de los protones. El químico estadounidense Gilbert N. Lewis (1875-1946) ampliamente conocido por su teoría del enlace covalente, sustenta una nueva teoría aplicable a los ácidos y a las bases que no se concreta en la participación del protón, sino que sostiene una nueva manera de entender el asunto a partir de su teoría del enlace covalente. Concretamente, su teoría se enfoca a la transferencia de electrones. Lewis define a un ácido como un aceptador de un par de electrones y una base como un donante de un par de electrones; logra con ello un avance significativo frente a la teoría de Brönsted, porque se aplica a disoluciones y reacciones donde ni siquiera participan el hidrógeno y el oxígeno. Consideremos, como un ejemplo, la reacción entre el trifluoruro de boro y el amoniaco: BF3 + NH3 → BF3:NH3

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Bloque 1

Cuya representación mediante estructura de Lewis es la siguiente: F F B F

Retrato Gilbert Newton Lewis. Químico estadounidense nacido en 1875 y fallecido en 1946. Es reconocido por su trabajo “Estructura de Lewis”. En 1916, formuló la teoría del enlace covalente, que consiste en un par de electrones compartidos, y creó el término “molécula impar” para un electrón que no es compartido. Formuló la teoría del par electrónico para las reacciones ácido-base y el término “fotón” para la menor unidad de energía radiante. Lewis fue el primero en producir una muestra pura de óxido de deuterio o agua pesada. También realizó estudios sobre la teoría de la relatividad, en la cual dedujo la relación masa-energía por una vía diferente a la de Einstein.

H NH H

El BF3 posee un orbital capaz de albergar un par de electrones y en la reacción considerada es un ácido de Lewis. El amoniaco puede ceder el par de electrones no compartido y comportarse, así, como una base de Lewis. Las reacciones siguientes sirven para ilustrar el concepto ácido-base de Lewis: H+ + [ O – H] " O – H H

ácido

base

H+ + NH3 " NH4+ ácido

base

H + C N "HCN -

ácido

base

Una de las ventajas del concepto de Lewis es que identifica como ácidos a ciertas sustancias que no contienen hidrógeno y que tienen la misma función que los ácidos comunes que contienen hidrógeno. Como ejemplo, observemos las siguientes reacciones: SO3 + O2- →SO42ácido

base

AlCl3 + Cl- →AlCl4ácido

base

Actividad individual

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

Completa el cuadro que aparece al final de esta actividad. Auxíliate de las reacciones químicas representadas a continuación. 1. El ión H+ del ácido reacciona con el ión OH– de la base para dar agua, según la teoría de Arrhenius. H+ + OH-→H2O 2. Reacción de neutralización atendiendo las ideas de Brönsted-Lowry. H3O+OH E H2O + H2O ácido (1) base (2) base (1) ácido (2)

3. Teoría de Lewis. H O H

O H

H O H

O H H

4. Se justifica el carácter ácido de una sustancia que no posee átomos de hidrógeno (BF3), mediante la aceptación de un par de electrones que les cede el átomo de nitrógeno de la molécula de amoniaco. F F

B F ácido

F H

F B N H

F H

base

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Reconoces las características de los ácidos y de las bases

Resumen de las teorías ácido-base Teoría

Definición del ácido

Definición de la base

Teoría de Arrhenius Teoría de Brönsted-Lowry Teoría de Lewis

Actividad grupal

competencias genéricas

competencia disciplinar

desempeño del estudiante

Resuelvan los siguientes ejercicios reunidos en equipos. 1. Preparación de un indicador de pH casero. a. Consigan lo siguiente: • Una col morada • 2 frascos de boca ancha y con capacidad aproximada de 1 litro cada uno • Colador • 1 litro de agua limpia (si es destilada, mejor aún) • 2 filtros para cafetera • Plato o recipiente de cristal b. Procedimiento: • Separen varias hojas de la col y córtenlas en pedazos muy pequeños depositándolos en uno de los dos frascos. • Calienten, mientras tanto, el agua hasta que comience la ebullición. En ese momento, y con mucho cuidado, vacíen el agua en el frasco que contiene las hojas de la col morada. Se sugiere, para evitar accidentes, envolver previamente el frasco con una toalla húmeda para evitar que estalle. • Se deja reposar la infusión y conforme el tiempo pase adquirirá un color azul. • Cuando la infusión esté fría, trasládenla al otro frasco utilizando el colador. • Corten pedazos rectangulares de papel filtro, con dimensiones aproximadas de 5 × 30 mm. 2. Medición empírica del pH de varias sustancias. a. Consigan muestras de las siguientes sustancias: • Vinagre de vino o de manzana • Mayonesa • Champú • Saliva • Antiácido líquido • Disolución de bicarbonato de sodio b. Procedimiento: • Con la ayuda de un gotero, depositen de seis a diez gotas del indicador de col morada en cada una de las muestras y determinen si son ácidas, básicas o neutras, considerando que este indicador en medio ácido toma color rojo y en medio básico es verde. • Anoten sus observaciones y compártanlas con su profesor y el resto de sus compañeros. Guárdenlas después en su portafolio de evidencias.

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Bloque 1

Lectura

La química del cabello Desde la Antigüedad, los seres humanos han realizado cambios físicos y químicos en su cabello: los asirios y romanos daban forma a sus rizos mediante fierros calientes, y los egipcios teñían sus cabellos con un pigmento vegetal extraído de la planta henna. En la actualidad tenemos diversos tipos de champú, acondicionadores, tintes, aceites y otros productos que se aplican en el cabello con el fin de darle un realce estético. Podríamos entender mejor las peculiaridades del cabello si damos un vistazo a sus propiedades moleculares. Se compone por largas cadenas de proteínas, una de las más importantes es la queratina, y en su estructura predomina el aminoácido llamado cisteína, que posee un átomo de azufre. Las cadenas de queratina se acomodan de forma paralela, como los delgados hilos que forman un cable, y se mantienen unidas por medio de tres tipos de puentes químicos: hidrógenos, salinos o disulfuros. Estas cadenas brindan dureza al cabello. Las glándulas sebáceas del cuero cabelludo secretan sustancias grasosas que dan brillo y evitan la pérdida de humedad interna. Sin embargo, estas sustancias atraen el polvo, lo cual provoca que el cabello se vea sucio y opaco.

Si te encuentras en el pasillo de un supermercado y no estás seguro de cuál champú elegir esta vez, debes primero analizar el grado de pH del producto. Si eliges un champú ácido (pH menor que 7), se romperán los enlaces de hidrógeno y los salinos, pero se fortalecerán los enlaces disulfuro que mantienen la cutícula del cabello ordenada; esta característica permite que la luz se refleje de manera uniforme y el cabello luzca brillante. Cuando el champú es ligeramente alcalino (pH de 8.5), los enlaces de azufre pueden romperse y la superficie externa del cabello se vuelve áspera; esto impide que la luz se refleje uniformemente en ella y por tanto, el cabello se ve opaco. Además, el uso frecuente de un champú alcalino causa daños por el continuo rompimiento de los puentes disulfuro y es la causa de las puntas separadas u orzuela. El detergente contenido en la mayor parte de los champús deja el cabello ligeramente alcalino, por esto es recomendable usar enjuagues y acondicionadores, productos compuestos de ácidos débiles que permiten restablecer el pH del cabello a su intervalo normal. También los aceites dan este aporte, además de evitar la deshidratación y proporcionar mayor brillo. Fuente: Ana María Sosa Reyes. En: http://goo.gl/3bfxy

Formen equipos y realicen las siguientes actividades. 1. Entrevisten al menos a 30 personas y pregúntenles lo siguiente: a. ¿Cuál es la marca de champú que usa con más frecuencia? b. ¿Por qué razón prefiere esa marca? c. Si no usa champú para lavarse el cabello, ¿cuál jabón prefiere utilizar? 2. Concentren y clasifiquen los datos que obtengan de la encuesta y procedan a investigar el pH de cada uno de los productos, champús o jabones. 3. Elaboren gráficas que manifiesten las preferencias de los entrevistados. 4. Analicen las respuestas, escriban sus conclusiones y preséntenlas al grupo de clase.

Práctica de laboratorio Encuentra prácticas de laboratorio relacionadas a los temas que has estudiado en este bloque en las pp. 151-152 de la Sección final.

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Evaluación sumativa ¿Qué aprendiste a lo largo del bloque?, ¿cuál es tu nivel de dominio sobre los contenidos que estudiaste? La evaluación que aparece enseguida te ayudará a determinar lo anterior.

Heteroevaluación I. Resuelve los siguientes ejercicios y después muéstraselos a tu profesor para que los califique. 1. Describe las diferencias entre ácidos, bases y sales. Busca un ejemplo de cada tipo dentro de las sustancias que utilizas cotidianamente y anótalo.

2. ¿Cuál es la diferencia entre un ácido fuerte, como el HCl y un ácido débil, como el acético (HC2H3O2)?

3. Explica la diferencia entre las teorías de Arrhenius y la de Brönsted-Lowry.

4. Anota un ejemplo de sustancia de uso cotidiano que se considere ácido en ambas teorías y otro ejemplo que solo sea ácido, según la teoría de Brönsted-Lowry.

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5. Una disolución acuosa tiene pH de 4.55. ¿Cuál es la concentración de iones hidronio en la disolución?, ¿es ácida o es básica?

II. Selecciona la o las opciones correctas. Muéstraselas después a tu profesor para que las evalúe. 1. ¿Cuáles, de los siguientes, son ácidos de Arrhenius? a. KH b. H2S c. NaH d. H3P e. CaH2 2. ¿Cuáles, de los siguientes, son bases de Arrhenius? a. Mg(OH)2 b. NH3 c. CaO 3. Indica la base conjugada de los siguientes ácidos de Brönsted-Lowry: a. HSO3-2 b. NH4+ 4. ¿Cuáles, de las siguientes, son ácidos de Lewis? a. HCN b. H2O c. FeCl3 5. ¿Cuáles, de las siguientes, son bases de Lewis? a. ZnBr2 b. HNO2 c. CuCl 6. Indica el ácido conjugado de las bases de Brönsted-Lowry siguientes: a. NO2b. ClOIII. Identifica los dos pares conjugados ácido-base en cada una de las siguientes reacciones. Muestra después tus resultados al profesor para que pueda evaluarte. 1. C2H3O2- + H2O E HC2H3O2 + OH- ácido 1

base 1

ácido 2

base 2

ácido 2

base 2

ácido 2

base 2

ácido 2

base 2

2. HF + NH3 E NH4+ + F- ácido 1

base 1

3. Zn(OH)2 + 2OH E ZnO2- + 2H2O ácido 1

base 1

4. HCN + H2SO4 E H2CN+ + HSO4- ácido 1

base 1

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IV. Resuelve lo siguiente. Cuando termines, pide a tu profesor que verifique tu trabajo. 1. Calcula los datos que faltan. Indica, además, si la disolución es ácida, básica o neutra. [H+] 6.6 ×10-4

[OH–]

pOH

¿Ácida, básica o neutra?

3.75 × 10-8 2.6 6.2

2. Determina la concentración de iones hidrógeno para cada una de las siguientes disoluciones indicando si la disolución es ácida, básica o neutra. a. [OH-] = 0.00004 M

b. [OH-] = 2.6 × 10-4 M

3. Si se tiene una disolución saturada de Ca (OH)2 con un pH = 8.4. ¿Cuál es la concentración de iones hidronio e iones hidroxilo en esta solución? Indica si la disolución es ácida o básica.

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4. Elige, de las dos opciones que se presentan, aquella que complemente correctamente cada una de las proposiciones y anótala sobre la línea: a. Al ión con carga positiva se le denomina: ________________ (anión/catión). b. Cuando un átomo pierde un electrón se convierte en un ión _________ (positivo/negativo). c. A la ganancia de electrones se le llama ____________ (oxidación/reducción). d. En una cierta reacción química, el Mn cambió su número de oxidación de +4 a +7, por lo que se puede afirmar que _________________ (ganó 3 electrones/perdió 3 electrones) y sufrió una _______________ (reducción/oxidación). e. Los elementos químicos en su estado puro tienen número de oxidación igual a ____________ (el número de grupo/cero). f. Los metales alcalinos, pertenecientes al grupo IIA, cuando forman parte de un compuesto presentan número de oxidación igual a _______________ (+2/-2). g. En el dicromato de potasio (K2 C2 O7), el cromo tiene un número de oxidación igual a _____________ (+6/+12). h. En una cierta reacción, el magnesio metálico perdió dos electrones, por lo cual su número de oxidación quedó en _____________ (+2/-2). i. En la reacción Mn + 2HCl→MnCl2+H2 , el hidrógeno cambió su número de oxidación de ___________ a __________ (0 a +1/+1 a 0). j. En la reacción mostrada en el inciso anterior, el manganeso se _______ (oxidó/redujo). V. Concluida la resolución de los ejercicios, valora, junto con tu profesor, tu nivel de desempeño utilizando la matriz que aparece enseguida. Desempeño

Muy bien

Bien

Regular

Mal

Identificaste las características de los ácidos y de las bases, y las relacionaste con situaciones de tu vida cotidiana, mostrando una postura crítica y responsable. Aplicaste las diversas teorías que definen a los ácidos bases y resolviste problemas de casos reales o hipotéticos. Para cada problema o ejercicio lograste identificar los datos y planteaste correctamente el proceso de solución. Comprobaste que tus soluciones a los ejercicios y problemas hayan sido correctas. Lograste identificar cuáles procesos mentales utilizaste para encontrar la solución a los ejercicios.

VI. Integra tu portafolio de evidencias siguiendo las orientaciones que te proporcione tu profesor acerca de los criterios de calidad que deberás respetar y los elementos que debes incluir. Entrégalo, además, dentro del tiempo estipulado.

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Autoevaluación I. Responde la siguiente lista de cotejo para que sepas cuál fue tu desempeño durante el estudio de este bloque. Aspecto

Valoro de forma crítica y responsable los usos de los ácidos y las bases en el ambiente y la sociedad. Reconozco el comportamiento de los ácidos y las bases a partir del estudio de sus propiedades. Resalto las propiedades de los ácidos y las bases y los reconozco como factores y elementos de riesgo físico, químico y biológico presentes en la naturaleza, que alteran la calidad de vida de una población. Utilizo herramientas y equipos especializados en la búsqueda, selección, análisis y síntesis para la divulgación de la información científica sobre los ácidos y las bases que contribuya a mi formación académica. Confronto las ideas preconcebidas acerca de los ácidos y las bases con el conocimiento científico para explicar y adquirir nuevos conocimientos. Resuelvo problemas establecidos o reales de mi entorno referentes a los ácidos y las bases, utilizando las ciencias experimentales para la comprensión y mejora del mismo. Aplico medidas de seguridad para prevenir accidentes en mi entorno y/o en la realización de prácticas experimentales con ácidos y bases. Logro avanzar en mi capacidad para la resolución de problemas y en la estimación de los resultados. Retengo más información y de mejor manera, lo que facilita mi comprensión de los temas que estudio.

Mi capacidad de concentración ha mejorado y por ello mi atención se ha elevado.

II. Califica tu nivel de logro considerando la siguiente escala: 4 = Domino este aspecto sin problemas. 3 = Mi dominio sobre este aspecto es bueno, pero debo mejorar. 2 = Mi nivel de dominio es regular. Algunas cosas se me dificultan. 1 = Mi nivel de dominio es apenas elemental. Tengo muchas dificultades. st-editorial.com

Temas selectos de química 2 La colección bachillerato de ST Editorial –empresa líder en la publicación de libros de texto para bachillerato– cubre totalmente los objetivos surgidos a raíz de la Reforma Integral de la Educación Media Superior (riems). Esta colección incluye libros para diversos subsistemas de Educación Media Superior, entre los que se cuentan aquellos que están totalmente apegados a los programas de estudios de la Dirección General del Bachillerato (dgb).

Este libro está estructurado en tres bloques completamente apegados al último programa de estudios. Su contenido explica de manera clara las características de los ácidos y las bases, así como las reacciones de oxidación-reducción presentes en humanos y en muchos aspectos y elementos comunes en la vida diaria. La obra pretende desarrollar en los alumnos las competencias genéricas y las propias del campo de las ciencias experimentales, que les permitirán reconocer y comprender las reacciones químicas fundamentales entre macromoléculas presentes en los seres vivos.

Sobre el Autor

Valores fundamentales

Víctor Manuel Mora González. Es ingeniero químico industrial (ipn) y profesor de bachillerato con más de 25 años de experiencia. Participó en la revisión de los programas de Química 2 de la reforma curricular de la DGB y en la elaboración de los programas de 2009 (riems). Colabora en la formación de docentes a nivel bachillerato y es autor de varios libros de química, de ST Editorial.

Diseño Didáctico Nuestra propuesta de diseño ha sido optimizada para facilitar el aprendizaje de manera visual, lo cual se logra con la inclusión de atractivos infográficos y llamativas imágenes que incluyen fotografías, ilustraciones, gráficas y esquemas.

Recursos didácticos Secciones dirigidas al alumno y al docente para el desarrollo y la evaluación de competencias: “Reto (problema)”; actividades de apertura, grupales e individuales; evaluaciones sumativas y diagnósticas (“Para comenzar”), autoevaluaciones, coevaluaciones, heteroevaluaciones e instrumentos de evaluación, como rúbricas y listas de cotejo.

Valores agregados Semblanzas

Guía para el maestro

Prácticas de laboratorio

Entrevistas a especialistas dedicados a algunas de las ramas de la química, en las que relatan sus experiencias académicas y laborales. Aportan información relevante acerca del campo laboral en donde se aplican los conocimientos de la asignatura estudiada.

Este valor agregado consiste en una útil herramienta didáctica para apoyar la labor del docente. Se encuentra disponible en un práctico folleto impreso.

Anexo con actividades experimentales que fomentan en el alumno la obtención del conocimiento a través de la investigación experimental en el laboratorio.

Títulos relacionados TEMAS SELECTOS DE QUÍMICA 1

DISEÑO EDUCATIVO Nuestra propuesta de diseño ha sido optimizada para facilitar el aprendizaje de manera visual, con una fuerte carga de infográficos e imágenes que incluyen fotografías, ilustraciones, gráficas y esquemas.

RECURSOS DIDÁCTICOS Secciones dirigidas al alumno y al docente para el desarrollo y la evaluación de competencias: Para comenzar, Reto, actividades de apertura, actividades grupales e individuales, evaluaciones sumativas e instrumentos de evaluación, como rúbricas y listas de cotejo.

VALORES AGREGADOS SEMBLANZAS

PRÁCTICAS DE LABORATORIO

GUÍA PARA EL DOCENTE

Anexo con actividades experimentales que fomentan en el alumno la obtención del conocimiento a través de la investigación experimental en el laboratorio.

Este valioso instrumento consiste en una serie de herramientas didácticas como apoyo a la función del docente disponible en un práctico folleto impreso.

TÍTULOS RELACIONADOS 2 Química 2

Química 1

Este libro está estructurado en cinco bloques, los cuales se basan en los contenidos del programa de Química II, que corresponde al primer semestre de la Reforma Integral de la Educación Media Superior (riems) de la Dirección General de Bachillerato (dgb).

Víctor Manuel Mora González

destinadas a desarrollar las competencias que les permitan crear su propio conocimiento, a partir de la comprensión de cada objeto o fenómeno que ocurre en el universo, ya que en todos participa, de una u otra forma, la química. Todo esto con la finalidad de que los estudiantes resuelvan los problemas cotidianos y comprendan racionalmente su entorno inmediato.

Colección

BACHILLERATO

Esta colección tiene como propósito cubrir las necesidades surgidas a raíz de la riems, a través de la cual se plantea el enfoque de competencias para este nivel educativo. Los libros de esta colección se encuentran totalmente apegados a los programas de estudio de la dgb.

Química 2

Temas selectos

Colección Bachillerato Temas selectos

DESARROLLA COMPETENCIAS

QUÍMICA 2

Este libro pertenece al componente de formación propedéutica. Su propósito es ahondar en los conocimientos de las materias de formación básica con miras a preparar al estudiante que está próximo a entrar a la educación

superior. Se pone énfasis en la comprensión del binomio energía-materia, así como la interdependencia entre los sistemas físicos, químicos y biológicos. Se enfatiza en la relación de la química con el desarrollo sustentable y con la implementación de tecnología.

Valores

agregados

• Semblanza de tres personas exitosas en el área de la química. • Prácticas de laboratorio. • Lecturas en cada unidad. • Test de inteligencias múltiples.

ActúA pArA disminuir lA contAminAción del Aire, del AguAy del suelo

Bloque 2

Lluvia ácida

E l mundo que te rodea De acuerdo con informes de la Procuraduría Federal de Protección al Ambiente (Profepa), la mayoría de las emergencias ambientales en México se producen por el mal manejo de los productos asociados con petróleo y agroquímicos. Cuando hay un derrame de químicos, es importante conocer la sustancia, el volumen esparcido y las condiciones meteorológicas. ¿Por qué crees que en las industrias no se toman los recaudos necesarios?

InfográfIco 1. PrIncIPales contamInantes del suelo acidificación. Causada por vertidos industriales, lluvia ácida, fertilizantes a base de amoniaco (NH ) y la acumulación de residuos orgánicos, entre otros. Los efectos de la acidificación del terreno son principalmente la liberación de metales y la degradación del terreno, lo cual limita su utilidad como área de cultivo fertilizantes. Dentro de estos contaminantes hemos de considerar tanto al fósforo como al exceso de abonos orgánicos (principalmente estiércol), y estos últimos pueden conducir al terreno a un proceso de salinización.

Anexo con actividades experimentales que fomentan en el alumno la obtención del conocimiento a través de la investigación experimental en el laboratorio.

La contaminación atmosférica se entiende como cualquier sustancia que, añadida o quitada de la atmósfera, provoca daños apreciables en la salud humana y en el ecosistema. De forma natural, muchas de las sustancias contaminantes están presentes en la atmósfera debido a los procesos biológicos y a los fenómenos naturales. La erupción de un volcán, por ejemplo, lanza a la atmósfera grandes cantidades de partículas y gases tóxicos nocivos; sin embargo, los vientos y la lluvia ayudan a dispersarlos, de tal modo que el nivel de concentración disminuye por el desplazamiento. Los seres humanos producimos desechos que se acumulan en la atmósfera y si esta situación no se controla puede provocar la devastación de grandes áreas del planeta y la extinción de cualquier ser viviente.

Contaminación del suelo

contaminantes metálicos. Principalmente metales pesados (Mn, Zn, Cu, Cr, Pb, Ni, V y Mo) que se acumulan en el terreno por vertidos industriales, actividades mineras, residuos, tráfico de vehículos, etc.

Pesticidas. Son sumamente peligrosos en función de su permanencia en el suelo y toxicidad, así como su bioacumulación, es decir, su concentración en las especies vegetales que forman los cultivos.

contaminantes orgánicos. Extremadamente variados, complejos y reactivos, considerándose entre ellos, principalmente, a los productos derivados del petróleo.

salinización. Consiste en la acumulación de sales solubles o fáciles de solubilizar en el suelo, tales como NaCl, Na SO , CaCO y MgCO , entre otras. Este fenómeno se da principalmente en las regiones áridas en las que las aguas subterráneas tienen altas concentraciones de estas sales y la tasa de transpiración del terreno es muy alta. La salinización influye en la permeabilidad del suelo, dado que los poros se bloquean; de esta manera el agua no se absorbe adecuadamente sino que escurre por la superficie.

El suelo, junto con el agua y el aire, son los soportes sobre los cuales se asientan todos los fenómenos vitales que se desarrollan en nuestro planeta; su conservación es, a todas luces, esencial para los seres vivos, incluidos, por supuesto, los seres humanos. A pesar de ello se observa con frecuencia su contaminación de diversas formas, muchas de ellas al parecer irreparables. Además, el suelo contaminado genera riesgos directos sobre la salud humana y afecta gravemente la economía. Tal como hoy lo observamos, el suelo es el resultado de una larga serie de procesos físicos, químicos y biológicos sobre el medio rocoso original, al cual se le llama roca madre. Su composición y naturaleza depende de varios factores, entre los cuales se destacan el clima, la composición de la roca madre, el tipo de organismos que en él se desarrollan e, indudablemente, el tiempo que ha transcurrido desde que se empezó a formar. A pesar de todo lo anterior, el suelo contiene, generalmente, una buena porción de materiales inorgánicos –aproximadamente 50%–; materiales orgánicos, a los que se conocen como humus –cerca de 5%–; y agua y aire, denominados edáficos, es decir, propios del suelo, y con una composición peculiar –entre 1.5% y 2%–, según el tipo de suelo. La contaminación del suelo rara vez se debe a una sola causa, más bien se produce por la intervención de actividades industriales, agrícolas o de servicios, si bien la más importante y la que genera mayor impacto en el suelo, es la actividad industrial, sobre todo cuanto sus desechos se vierten sin control y de forma directa sobre un terreno. st-editorial.com

Por mucho tiempo se consideró que el agua de lluvia era la más limpia que podía encontrarse, dado que en el ciclo hidrológico se eliminaban muchos de los contaminantes a través del proceso de evaporación. Sin embargo, a partir de la Revolución Industrial esta concepción ha cambiado drásticamente; diferentes industrias y centrales térmicas utilizan combustibles fósiles de baja calidad en sus procesos, lo cual envía a la atmósfera cantidades importantes de óxidos de azufre y nitrógeno, con el consecuente efecto en la salud y el ecosistema. La lluvia ácida se forma cuando los óxidos de azufre y de nitrógeno reaccionan con la humedad atmosférica (figura 9); este proceso de reacciones produce distintos ácidos. SO2 + H2O → H2SO3 SO3 + H2O → H2SO4 2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3 Conviene saber que la lluvia normal es ligeramente ácida, debido a que contiene ácido carbónico, que se forma cuando el CO2 del aire se disuelve en el agua que cae.

RECONOCE TUS COMPETENCIAS

Se explica de forma resumida el significado de las competencias y se muestran algunos ejemplos de este libro donde se aplican las once competencias genéricas y las competencias disciplinares respectivas.

COMPETENCIAS A DESARROLLAR

Es una lista de las competencias genéricas con algunos de sus atributos que se busca que los alumnos desarrollen en cada bloque.

El pH de la lluvia normal suele estar entre 5 y 6, pero en las zonas con la atmósfera contaminada por los óxidos de azufre y nitrógeno, el pH de la lluvia alcanza valores de hasta 3 o 4, y en algunas zonas donde la niebla es ácida, puede llegar a ser de 2 o 3, es decir, similar al del jugo de limón o al del vinagre. desarrolla competencias

actividad individual

SECUENCIA DE LOS BLOQUES

1. Investiga cuáles circunstancias climatológicas o procesos industria-

les aumentan el riesgo de que una región sufra las consecuencias de una lluvia ácida.

2. En un mapa indica cuáles zonas de México han sido más afectadas por la acción de la lluvia ácida.

3. Entrega un informe escrito con los criterios de calidad que establezca tu profesor.

desarrolla competencias

• Reconocer las implicaciones de esta asignatura en la vida cotidiana.

• Explicar el comportamiento de las sustancias orgánicas a partir del estudio de sus estructuras. • Utilizar el método científico experimental de manera correcta.

rEConoCE tus comPEtEncias

SECCIONES DEL LIBRO

Figura 1. La contaminación del agua provoca la muerte de gran cantidad de peces y especies marinas, además de trastornos infecciosos y diversas enfermedades en los seres humanos.

CO2 + H2O → H2CO3

Se incluyen todos los bloques del libro y se destaca gráficamente el que se estudiará.

Figura 2. La contaminación del aire afecta más a un determinado grupo, como los niños, los ancianos y las personas que padecen de enfermedades respiratorias crónicas.

INTRODUCCIÓN AL BLOQUE MAPA CONCEPTUAL Introducción OBJETOS DE APRENDIZAJE a química orgánica estudia los compuestos del carbono, su estructura, sus propiedades y la forma en que se pueden ser L texto sintetizados. De manera muy especial dedica gran parte Se incluyen un introductorio

Objetos de aprendizaje

Desempeños del estudiante

Actúas para disminuir la contaminación del aire, del agua y del suelo

y del aire. Para que puedas comprender los temas de este bloque, es necesario

que rescates las competencias (conocimientos, habilidades, actitudes y valores) que ya has adquirido a lo largo de tu vida. Haz tu mejor esfuerzo para responder y detecta aquellos aspectos que no conoces o dominas para enfocar tu estudio.

Conocimientos I. Para sigue2las instrucciones. Bloque Bloque 1 completar el cuadro siguiente, Bloque 3 1. Después de leer las preguntas escribe tus respuestas en la primera columna. 2. Una vez concluido el estudio de los temas que incluye el bloque vuelve a este cuadro y anota tus respuestas.

Actúas para disminuir la la dudas. utilidad Aplicas la noción mol 3. Comparte lasderespuestas con tus compañeros y consulta a Comprendes tu profesor las contaminación del aire, de los sistemas dispersos en la cuantificación del agua y del suelo de procesos químicos Mi respuesta antes Mi respuesta después Preguntas en tu entorni de estudiar el bloque de estudiar el bloque

Compuestos del carbono

Competencias a desarrollar

• Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología química en la contaminación ambiental. Actividades • Propone estrategias de prevención de enseñanza de la contaminación del agua, del suelo

Bloque 2 Para comenzar...

de su investigación a los compuestos que integran la estructura y permiten el

funcionamiento de los seres vivos. Si bien la industria ha desarrollado un amplio conocimiento y permitido la elaboración de distintos productos derivados del con una breve explicación de lo carbono, también es necesario que el investigador adopte una posición responsable para predecir el impacto que puede tener la producción de materiales sintéticos. que se estudiará y encontrarás un mapa A continuación un mapa conceptual donde se muestran de forma esquemática los principales temas del bloque y sus relaciones. conceptual con los temas más importantes del bloque. Además, se agregan los objetos de apendizaje que se cubrirán a lo largo del desarrollo de cada bloque.

Configuración electrónica y geometría molecular del carbono Tipos de cadena e isomería Características, propiedades físicas y nomenclatura general de los compuestos orgánicos

Importancia ecológica y económica de los compuestos del carbono

Explicar, a partir de la configuración electrónica del carbono los modelos de hibridación de orbitales y cómo estos permiten justificar la estructura molecular de sus compuestos con enlaces sencillos, dobles y triples. Construcción de modelos moleculares tridimensionales que representen los tipos de hibridación Bloque 4 del carbono.

Bloque 5

Explicar, utilizando modelos tridimensionales los tipos de cadena Valoras los la importancia que presentan compuestos de los compuestos del orgánicos.

Identificas la importancia de las macromoléculas naturales y sintéticas

carbono en tu entorno

y tu vida Ejercicios en losdiaria que se clasifique el tipo de cadena de diversas moléculas orgánicas. Explicar utilizando modelos moleculares el fenómeno de la isomería y sus tipos más comunes.

ACTIVIDADES DE ENSEÑANZA

Analizar la variación de las propiedades de los compuestos químicos y sus isómeros.

Se agregan actividades de enseñanza que el docente puede emplear para abordar cada uno de los temas que aparecen ven el programa de estudios.

Ejercicios que permitan identificar, a través de las fórmulas estructurales, a los isómeros y sus tipos.

ACTIVIDAD DE APERTURA

1. Busquen estadísticas acerca del incremento de la contaminación ambiental en México.

2. Ubiquen gráficos que se refieran a la presencia de enfermedades

Al comienzo del tema, se incluye una actividad en la cual el estudiante reflexionará acerca de su realidad y su entorno.

asociadas a dicha contaminación y hagan un debate en clase.

3. Definan cuáles medidas podrían disminuir los efectos negativos en la naturaleza y discútanlas con el resto de la clase.

4. Tomen fotografías que evidencien la contaminación ambiental y efectúen una exposición oral.

st-editorial.com

Evalúa los conocimientos previos, las habilidades, actitudes y valores que tiene el estudiante para enfrentar los temas.

ACTIVIDADES

Actividades individuales o grupales con las que se pretende que el estudiante desarrolle sus competencias de forma integral.

B3 / p. 95. ACTIVIDAD DE APErTurA Conclusiones

Explica las razones por las que este experimento sirve para comprobar la ley de la conservación de la masa.

Se incluye la definición de términos relevantes que aparecen en cada página.

Tema 3 3 Tema 4 Tema Comprobar la ley de la conservación de la masa en el desarrollo de una reacción química.

B4 / p. 141. En lA wEB

Macromoléculas Macromoléculas Tema actual Tema posterior Tema posterior Problema naturales sintéticas ¿La masa de los productos es exactamente la misma que la masa de los reactivos luego de una reacción química?

Materiales • Embudo

Práctica de laboratorio 2

Separación de mezclas

• Globo de tamaño mediano • 5 g de bicarbonato de sodio • 10 ml de vinagre blanco • Agua limpia

Objetivo

Aplicar algunos métodos de separación de mezclas a partir de la identificación de las características físicas de las sustancias que las integran.

Problema

Procedimiento

¿Cómo determinar el método apropiado para separar una mezcla?

Materiales

• Papel filtro (en su defecto podría utilizarse un trozo de tela) • Vasos desechables • Cuchara • Imán • Agua • Arena • Limadura de hierro • Sal de mesa

Procedimiento

tabólicos en el interior del organismo pueden ser ron como carbohidratos o hidratos de carbono Registro de observaciones descompuestas en moléculas más sencillas con el precisamente por su particularidad: el carbono se sistema antes de que entre en el vinagre el bicarbonato presenta concontacto moléculas de agua ycomo si se trata- y cuando ya se haya efecobjetivo de brindar la Dibuja energíaelnecesaria para el tuado la reacción química. Anota observaciones sobre el equilibrio del sistema antes de comenzar ra de tus moléculas inorgánicas hidratadas. funcionamiento del cuerpo.

1. Efectúa las siguientes mezclas: a. Agua y arena. b. Arena y limadura de hierro. c. Sal y agua. 2. Aplica el método de separación de mezclas que consideres más adecuado en cada caso.

la reacción y una vez que ha concluido.

Cuestionario

Registro de observaciones

Glosario 1. ¿Cuál es el enunciado de la ley de la conservación de la masa? ¿Qué científico la formuló? 2. ¿Qué tipo de reacción se desarrolla cuando entran en contacto el bicarbonato de sodio y el vi-

Dibuja las fases del experimento. Copia y completa el siguiente cuadro en tu cuaderno.

nagre? ¿Cuáles son los productos de la reacción?

3. ¿Hay algún reactivo en exceso y algún reactivo limitante? Justifica tu respuesta.

EL MUNDO QUE TE RODEA EN LA WEB

E l mundo que te rodea

Información complementaria y de reflexión donde se vincula lo que el estudiante va construyendo con el entorno inmediato.

InfográfIco 1. PrIncIPales contamInantes del suelo

RETRATO

Contaminación del suelo

Se incluye información relevante sobre algunos de los personajes clave en el desarrollo de los temas de cada materia. roca madre.

Su composición y naturaleza depende de varios factores, entre los cuales se destacan el clima, la composición de la roca madre, el tipo de organismos que en él se desarrollan e, indudablemente, el tiempo que ha transcurrido desde que se empezó a formar. A pesar de todo lo anterior, el suelo contiene, generalmente, una buena porción de materiales inorgánicos –aproximadamente 50%–; materiales orgánicos, a los que se conocen como humus –cerca de 5%–; y agua y aire, denominados edáficos, es decir, propios del suelo, y con una composición peculiar –entre 1.5% y 2%–, según el tipo de suelo. La contaminación del suelo rara vez se debe a una sola causa, más bien se produce por la intervención de actividades industriales, agrícolas o de servicios, si bien la más importante y la que genera mayor impacto en el suelo, es la actividad industrial, sobre todo cuanto sus desechos se vierten sin control y de forma directa sobre un terreno.

Conocerse, valorarse y abordar los problemas y retos a partir de objetivos.

B4 / p. 156. CoEVAluACIón Ser sensible al arte, apreciarlo e interpretarlo en todas sus expresiones.

B2 / p. 68. ACTIVIDAD InDIVIDuAl, 2

Elegir y practicar estilos de vida saludables.

Vayamos más lejos…

Busca en tu casa o en tu escuela otros ejemplos donde se evidencie la aplicación de la ley de la conservación de la masa. Realiza propuestas para mejorar los resultados obtenidos en esta práctica y no olvides comentar tus ideas con tus compañeros y con tu profesor.

Tema 2 Objetivo

¿Qué características indican quehilo unaresistente cierta sustancia es una macromolécula • Rollo de • Dosestos botellas de refresco limpias y secas natural? ¿Cómo se aplican criterios para afirmar que la celulosa, el almidón Gancho parapor colgar la ropa y la mantequilla están•constituidos macromoléculas?

1. Construye una especie de balanza con el gancho. Con la ayuda de los hilos, cuelga en los extremos del gancho las dos botellas vacías, las cuales deben anudarse por su parte media, para que las bocas queden libres. 2. Cuelga de algún soporte el sistema que acabas de construir y a continuación, utilizando el embudo, transfiere el vinagre a unaCarbohidratos de las botellas. Las macromoléculas naturales forman parte de Vacía el bicarbonato de sodio del globo. une elformadas orificio del los procesos vitales del3.ser humano. La estrucLos dentro carbohidratos sonLuego moléculas porglobo con la boca de la boque contiene el vinagre. Es muy importante que no cuya caigafórmula absolutamente nada del bicarbonato tura de cada una de ellastella permite que cumplan carbono, hidrógeno y oxígeno, geen el vinagre. una función que las diferencia de las otras. neral es C (H O) . 4. Con la ayuda del embudo deposita en lase otra botella que sea necesaria para nivelar el gancho Se habla de tres grandes tipos: carbohidratos, O Entre ellos puede citarelaagua la glucosa CH forma que adopte lo ,más perfectamente C (H O) la fructosa C H O horizontal. o C (H O) y la sustancias pueden seruna oposición lípidos y proteínas. Estas de 5. A continuación, sin quitarsacarosa el globo, el vinagre y observa lo que sucede. H O suocontenido C (H O) sobre . C vacía encontradas en los alimentos que el ser humano Anota tusprocesos observaciones. Originalmente estos compuestos se clasificaconsume diariamente, y mediante me-

Serie de ejercicios que evalúan conocimientos y habilidades que el estudiante adquirió o reforzó al finalizar el estudio del bloque (evaluación sumativa) y del curso (evaluación final).

Refuerzan y abordan los contenidos de manera creativa y explicativa, como una estrategia visual y efectiva para el proceso de aprendizaje.

COMPLEMENTARIAS

INICIO

Práctica de laboratorio 1

cada campo disciplinar, para que los estudiantes puedan aplicarlos en diferentes contextos y situaciones en su vida. Estas competencias se podrán entretejer más adelante con las competencias laborales, para conformar un todo armónico que le da pleno sentido al proceso educativo.

B1 / p. 16. ACTIVIDAD InDIVIDuAl

B2 / p. 58. ACTIVIDAD InDIVIDuAl

Desarrollar innovaciones y proponer soluciones a problemas a partir de un método seleccionado.

Escuchar, interpretar y emitir mensajes pertinentes en distintos contextos, mediante la utilización de herramientas y medios apropiados.

Sobre el autor

B1 / p. 13. rETo

Mantener una postura personal sobre temas de interés y considerar otros puntos de vista de manera crítica y reflexiva.

Ley de la conservación de la masa Tema 1 Macromoléculas, Tema previo polímeros y monómeros

Con este cuadro el estudiante podrá autoevaluar las competencias genéricas adquiridas al finalizar el curso.

EVALUACIÓN

GLOSARIO

Las competencias genéricas le permiten al individuo comprender el mundo, aprender a vivir en él y aportar lo propio para transformarlo en niveles superiores.

a continuación se muestran algunos ejemplos de este libro donde se aplican las once competencias genéricas.

Continúa

Requieren material accesible y su objetivo es motivar a los estudiantes y guiarlos a la investigación experimental.

PARA TERMINAR. AUTOEVALÚA TUS COMPETENCIAS

Secciones del libro Refuerzan y complementan los contenidos del programa, a la vez que los hacen más atractivos para los jóvenes. ILUSTRACIONES INFOGRÁFICOS

Por su parte, las competencias disciplinares engloban los requerimientos básicos –conocimientos, habilidades, destrezas y actitudes– que se necesitan en

CoMPETEnCIAS gEnérICAS

Lluvia de ideas en la que se expongan los usos y aplicaciones de productos que presentan alguno de los grupos funcionales por analizar.

PRÁCTICAS DE LABORATORIO

DESARROLLA COMPETENCIAS

Optimizado para facilitar el aprendizaje de manera visual.

Las competencias son capacidades que una persona desarrolla en forma gradual durante el proceso educativo, que incluyen conocimientos, habilidades, actitudes y valores, en forma integrada, para dar satisfacción a las necesidades individuales, académicas, laborales y profesionales. Existen principalmente tres tipos de competencias: genéricas, disciplinares y laborales.

Explicar, utilizando tablas de propiedades de los hidrocarburos la variación que presentan éstas propiedades con el cambio en el número de átomos de carbono. Explicar los diversos tipos de fórmulas para los compuestos orgánicos, pasando de un tipo de fórmula a otro. Exponer, con apoyos visuales, los tipos de hidrocarburos (alcanos, alquenos, alquinos y aromáticos), su nomenclatura y sus características.

PARA COMENZAR...

actividad grupal

Reunidos en equipos de cinco integrantes, realicen las siguientes actividades.

Diseño educativo

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Lluvia ácida

Por mucho tiempo se consideró que el agua de lluvia era la más E l mundo que te rodea limpia que podía encontrarse, dado que en el ciclo hidrológico se eliminaban muchos de los contaminantes a través del proceso de evaporación. Sin embargo, a partir de la Revolución Industrial esta concepción ha cambiado drásticamente; diferentes industrias y centrales térmicas utilizan combustibles fósiles de baja calidad en sus procesos, lo cual envía a la atmósfera cantidades importantes de óxidos de azufre y nitrógeno, con el consecuente efecto en la salud y el ecosistema. La lluvia ácida se forma cuando los óxidos de azufre y de nitrógeno reaccionan con la humedad atmosférica (figura 9); este InfográfIco 1. PrIncIPales proceso de reacciones produce distintos ácidos. contamInantes del suelo SO + H O → H SO SO + H O → H SO 2NO + H O → HNO + HNO 4NO + 2H O + O → 4HNO

Conviene saber que la lluvia normal es ligeramente ácida, debido a que contiene ácido carbónico, que se forma cuando el CO del aire se disuelve en el agua que cae. CO + H O → H CO

2. 3.

desarrolla competencias

2. 3.

Lluvia ácida

Contaminación del suelo

Por mucho tiempo se consideró que el agua de lluvia era la más limpia que podía encontrarse, dado que en el ciclo hidrológico se eliminaban muchos de los contaminantes a través del proceso de evaporación. Sin embargo, a partir de la Revolución Industrial esta concepción ha cambiado drásticamente; diferentes industrias y centrales térmicas utilizan combustibles fósiles de baja calidad en sus procesos, lo cual envía a la atmósfera cantidades importantes de óxidos de azufre y nitrógeno, con el consecuente efecto en la salud y el ecosistema. La lluvia ácida se forma cuando los óxidos de azufre y de nitrógeno reaccionan con la humedad atmosférica (figura 9); este proceso de reacciones produce distintos ácidos. SO + H O → H SO SO + H O → H SO 2NO + H O → HNO + HNO 4NO + 2H O + O → 4HNO

Conviene saber que la lluvia normal es ligeramente ácida, debido a que contiene ácido carbónico, que se forma cuando el CO del aire se disuelve en el agua que cae. CO + H O → H CO

2. 3.

desarrolla competencias

2. 3.

Aprender por iniciativa e interés propio a lo largo de la vida.

B1 / p. 22. ACTIVIDAD gruPAl

B2 / p. 46. ACTITuDES y VAlorES

Participar con una conciencia cívica y ética en la vida de la comunidad, de la región, de México y el mundo.

Participar y colaborar de manera efectiva en trabajos de equipo.

B1 / p. 38. ACTIVIDAD gruPAl

Mantener una actitud respetuosa hacia la diversidad de culturas, creencias, valores, ideas y prácticas sociales de otras personas.

B3 / p. 46. HETEroEVAluACIón, III Contribuir al desarrollo sustentable del medio ambiente, de manera crítica y con acciones responsables.

Reconoce tus competencias Sección que permite a los estudiantes conocer las once competencias genéricas y las competencias disciplinares de la materia, así como ver ejemplos de este libro donde se desarrollan.

CoMPETEnCIAS DISCIPlInArES

a continuación se muestran las competencias disciplinares básicas del campo de las ciencias sociales que deben manejarse en esta materia, como lo señala el programa de estudios. B4 / p. 141. ACTIVIDAD gruPAl

Identifica el conocimiento social y humanista en constante transformación.

B2 / p. 47. rETo

Sitúa hechos históricos fundamentales que han tenido lugar en distintas épocas en México y el mundo con relación al presente.

B1 / p. 19. ACTIVIDAD DE APErTurA

B3 / p. 118. CoEVAluACIón

B4/ p. 133. ACTITuDES y VAlorES

B4/ p. 146. ACTIVIDAD gruPAl

Establece la relación entre las dimensiones políticas, económicas, culturales y geográficas de un acontecimiento.

Analiza con visión emprendedora los factores y elementos fundamentales que intervienen en la productividad y competitividad de una organización y su relación con el entorno socioeconómico.

B1 / p. 13. rETo

B3 / p. 124. ACTIVIDAD InDIVIDuAl

B1/ p. 11. HABIlIDADES

B3 / p. 121. ACTIVIDAD InDIVIDuAl

Interpreta su realidad social a partir de los procesos históricos locales, nacionales e internacionales que la han configurado.

Valora las diferencias sociales, políticas, económicas, étnicas, culturales y de género y las desigualdades que inducen.

Evalúa las funciones de las leyes y su transformación en el tiempo.

Analiza las funciones de las instituciones del Estado mexicano y la manera en que impactan su vida.

Valora distintas prácticas sociales mediante el reconocimiento de sus significados dentro de un sistema cultural, con una actitud de respeto.

Material de apoyo docente Serie de herramientas didácticas disponibles en Internet y en cd.

Víctor Manuel Mora González es ingeniero químico industrial egresado del Instituto Politécnico Nacional. Su experiencia docente es de más de 20 años a nivel

Compara las características democráticas y autoritarias de diversos sistemas sociopolíticos.

TÍTULOS RELACIONADOS Poner las portaditas de Química 2 y las de Temas de química 1 y 2. ISBN: 978 607 7529 34 7

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de bachillerato. Ha participado activamente en la revisión de los programas de Química 1 y Química 2 de la reciente reforma curricular de la dgb. Actualmente colabora

en la formación de docentes de bachillerato. Además, es autor de los libros Química 1 y Temas selectos de química 1, de ST Editorial.

BACHILLERATO

• Interpretar las reacciones ácidobase y de óxido-reducción que se realizan en el medio ambiente y en los seres vivos.

VALORES AGREGADOS

PRÁCTICAS DE LABORATORIO

Este valioso instrumento consiste en una serie de herramientas didácticas como apoyo a la función del docente disponibles en un práctico folleto impreso, así como en el sitio web st-editorial.com

QUÍMICA 2

Esta colección tiene como propósito cubrir las necesidades surgidas a raíz de la reforma curricular de la dgb, a través de la cual se plantean nuevos enfoques educativos para el nivel medio superior. Los libros de esta colección se encuentran totalmente apegados a los programas de estudio de dicha institución.

Víctor Manuel Mora González

Secciones dirigidas al alumno y al docente para el desarrollo y la evaluación de competencias: Para comenzar, Reto, actividades de apertura, actividades grupales e individuales, evaluaciones sumativas e instrumentos de evaluación, como rúbricas y listas de cotejo.

VALORES AGREGADOS GUÍA PARA EL MAESTRO

ISBN 978 607 5080 13 0

Temas selectos QUÍMICA 2

Busca desarrollar en los alumnos competencias genéricas y disciplinares. Presenta novedosas secciones

Sobre el autor Víctor Manuel Mora González. Es ingeniero químico industrial (ipn) y profesor de bachillerato con más de 20 años de experiencia. Participó en la revisión de los programas de Química 1 y Química 2 de la reforma curricular de la dgb y en la elaboración de los programas de 2009 (riems). Colabora en la formación de docentes a nivel de bachillerato.

Química 2

DESARROLLA COMPETENCIAS

BACHILLERATO

Nuestra propuesta de diseño ha sido optimizada para facilitar el aprendizaje de manera visual, con una fuerte carga de infográficos e imágenes que incluyen fotografías, ilustraciones, gráficas y esquemas.

RECURSOS DIDÁCTICOS

Química 1

VALORES FUNDAMENTALES DISEÑO EDUCATIVO

BACHILLERATO

Este libro está estructurado en ocho bloques, los cuales se basan en los contenidos del programa. La obra busca movilizar en los alumnos las competencias genéricas y las relacionadas con el campo disciplinar de las ciencias experimentales. Presenta novedosas secciones destinadas a desarrollar las competencias que le permita al estudiante crear su propio conocimiento a partir de la comprensión de cada objeto o fenómeno que ocurre en el universo, ya que en todos participa, de alguna u otra forma, la química.

BACHILLERATO

SOBRE EL AUTOR Víctor Manuel Mora González. Es ingeniero químico industrial (ipn) y profesor de bachillerato con más de 25 años de experiencia. Participó en la revisión de los programas de Química I y Química II de la reforma curricular de la dgb y en la elaboración de los nuevos programas de 2009 (riems). Colabora en la formación de docentes a nivel bachillerato y es autor de varios libros de química de ST Editorial.

BACHILLERATO

QUÍMICA 1 La colección bachillerato de ST Editorial —empresa líder en la publicación de libros de texto para bachillerato— cubre totalmente los objetivos surgidos a raíz de la Reforma Integral de la Educación Media Superior (riems). Esta colección incluye libros para diversos subsistemas de bachillerato, entre los que se cuentan aquellos que están totalmente apegados a los programas de estudios de la Dirección General del Bachillerato (dgb).

BACHILLERATO

Víctor Manuel Mora González

edició n

Temas selectos de química 1

VALORES FUNDAMENTALES

Víctor Manuel Mora González. Es ingeniero químico industrial (ipn) y profesor de bachillerato con más de 25 años de experiencia. Participó en la revisión de los programas de Química I y Química II de la reforma curricular de la dgb y en la elaboración de los nuevos programas de 2009 (riems). Colabora en la formación de docentes a nivel bachillerato y es autor de varios libros de química, de ST Editorial.

BACHILLERATO

SOBRE EL AUTOR

Este libro está estructurado en cuatro bloques, los cuales se basan en los contenidos del último programa de estudios y buscan movilizar en los alumnos las competencias genéricas y disciplinares del campo de las ciencias experimentales. Su tratamiento, los ejercicios y las actividades pretenden que el estudiante ponga en práctica los saberes acerca de los temas de química que ha adquirido a lo largo de los semestres anteriores y que desarrolle una forma de trabajo en la que el método científico experimental se convierta en la guía obligada.

BACHILLERATO

La colección bachillerato de ST Editorial —empresa líder en la publicación de libros de texto para bachillerato— cubre totalmente los objetivos surgidos a raíz de la Reforma Integral de la Educación Media Superior (riems). Esta colección incluye libros para diversos subsistemas de educación media superior, entre los que se cuentan aquellos que están totalmente apegados a los programas de estudios de la Dirección General del Bachillerato (dgb).

Temas selectos de

QUÍMICA 1 Víctor Manuel Mora González

DESARROLLA COMPETENCIAS