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Temas Selectos
de Química II

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COLEGIO DE BACHILLERES
DEL ESTADO DE SONORA
Director General
Mtro. Jorge Luis Ibarra Mendívil
Director Académico
Profr. Julio Alfonso Martínez Romero
Director de Administración y Finanzas
C.P. Jesús Urbano Limón Tapia
Director de Planeación
Mtro. Pedro Hernández Peña
TEMAS SELECTOS DE QUÍMICA II
Módulo de Aprendizaje.
Copyright ©, 2008 por Colegio de Bachilleres
del Estado de Sonora
todos los derechos reservados.
Tercera edición 2011. Impreso en México.
DIRECCIÓN ACADÉMICA
Departamento de Desarrollo Curricular
Blvd. Agustín de Vildósola, Sector Sur
Hermosillo, Sonora. México. C.P. 83280
Registro ISBN, en trámite.
COMISIÓN ELABORADORA:
Elaboración:
Lyrva Yolanda Almada Ruiz
Sandra Luisa Trujillo
Revisión de contenido:
Ramón Marcos Peralta Barreras
Corrección de Estilo:
Antonia Sánchez Primero
Edición:
Bernardino Huerta Valdez
Coordinación Técnica:
Claudia Yolanda Lugo Peñúñuri
Coordinación General:
Profr. Julio Alfonso Martínez Romero
Esta publicación se terminó de imprimir durante el mes de diciembre de 2010.
Diseñada en Dirección Académica del Colegio de Bachilleres del Estado de Sonora
Blvd. Agustín de Vildósola; Sector Sur. Hermosillo, Sonora, México
La edición consta de 1,382 ejemplares.

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Ubicación Curricular
COMPONENTE:
FORMACIÓN
PROPEDÉUTICA
GRUPO 1:
QUÍMICO–BIOLÓGICO
Esta asignatura se imparte en el sexto semestre; tiene como antecedente
Temas Selectos de Química I, no tiene asignatura consecuente y se
relaciona con Química I y II, Biología I y II y Temas Selectos de Biología I y II.
HORAS SEMANALES: 3
CRÉDITOS: 6
DATOS DEL ALUMNO
Nombre: ______________________________________________________
Plantel: _________________________________________________________
Grupo: ____________ Turno: _____________ Teléfono:_______________
Domicilio: _____________________________________________________
______________________________________________________________

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Mapa Conceptual de la Asignatura

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Índice
Recomendaciones para el alumno......................................................................7
Presentación ........................................................................................................8
UNIDAD I. REACCIONES ÁCIDO-BASE. ........................................................... 9
-
1.1. Características de ácidos y bases ................................................................11
1.2. Teoría de Arrhenius. ......................................................................................12
1.3. Teoría de Bronsted-Lowry .............................................................................15
1.4. Teoría de Lewis ..............................................................................................21
Sección de Tareas ...............................................................................................23
Auto Evaluación ....................................................................................................37
Ejercicios de Reforzamiento. ................................................................................41
UNIDAD II. REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN ......................................... 43
2.1. Reacciones de oxidación-reducción y su realización ..................................45
2.2. Pilas ...............................................................................................................50
2.3. Electrólisis .....................................................................................................54
Auto Evaluación ....................................................................................................71
Ejercicios de Reforzamiento .................................................................................73
UNIDAD III. LA QUÍMICA DE LA VIDA: BIOQUÍMICA ........................................ 75
3.1. Carbohidratos ................................................................................................77
3.2. Lípidos ...........................................................................................................82
3.3. Proteínas. .......................................................................................................86
Auto Evaluación ....................................................................................................103
Ejercicios de Reforzamiento .................................................................................107
Claves de respuestas ...........................................................................................109
Glosario ................................................................................................................110
Bibliografía ............................................................................................................113

6
RIEMS
Introducción
El Colegio de Bachilleres del estado de Sonora, en atención a los programas de
estudio emitidos por la Dirección General de Bachillerato (DGB), ha venido
realizando la elaboración del material didáctico de apoyo para nuestros
estudiantes, con el fin de establecer en ellos los contenidos académicos a
desarrollar día a día en aula, así como el enfoque educativo de nuestra Institución.
Es por ello, que actualmente, se cuenta con los módulos y guías de aprendizaje
para todos los semestres, basados en los contenidos establecidos en la Reforma
Curricular 2005. Sin embargo, de acuerdo a la reciente Reforma Integral de
Educación Media Superior, la cual establece un enfoque educativo basado en
competencias, es necesario conocer los fines de esta reforma, la cual se dirige a
la totalidad del sistema educativo, pero orienta sus esfuerzos a los perfiles del
alumno y profesor, siendo entonces el camino a seguir el desarrollo de las
competencias listadas a continuación y aunque éstas deberán promoverse en
todos los semestres, de manera más precisa entrará a partir de Agosto 2009, en
el primer semestre.
Competencias Genéricas
CATEGORIAS COMPETENCIAS GENÉRICA
I. Se autodetermina
y cuida de sí.
1. Se conoce y valora a sí mismo y aborda problemas y retos
teniendo en cuenta los objetivos que persigue.
2. Es sensible al arte y participa en la apreciación e interpretación
de sus expresiones en distintos géneros.
3. Elige y practica estilos de vida saludables.
II. Se expresa y
comunica
4. Escucha, interpreta y emite mensajes pertinentes en distintos
contextos mediante la utilización de medios, códigos y
herramientas apropiados.
III. Piensa crítica y
reflexivamente
5. Desarrolla innovaciones y propone soluciones a problemas a
partir de métodos establecidos.
6. Sustenta una postura personal sobre temas de interés y
relevancia general, considerando otros puntos de vista de manera
crítica y reflexiva.
IV. Aprende de
forma autónoma
7. Aprende por iniciativa e interés propio a lo largo de la vida.
V. Trabaja en forma
colaborativa
8. Participa y colabora de manera efectiva en equipos diversos.
VI. Participa con
responsabilidad en
la sociedad
9. Participa con una conciencia cívica y ética en la vida de su
comunidad, región, México y el mundo.
10. Mantiene una actitud respetuosa hacia la interculturalidad y la
diversidad de creencias, valores, ideas y prácticas sociales.
11. Contribuye al desarrollo sustentable de manera crítica, con
acciones responsables.

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Competencias Disciplinarias Básicas
Ciencias experimentales
1. Establece la interrelación entre la ciencia, la tecnología, la sociedad y el ambiente en
contextos históricos y sociales específicos.
2. Fundamenta opiniones sobre los impactos de la ciencia y la tecnología en su vida
cotidiana, asumiendo consideraciones éticas.
3. Identifica problemas, formula preguntas de carácter científico y plantea las hipótesis
necesarias para responderlas.
4. Obtiene, registra y sistematiza la información para responder a preguntas de carácter
científico, consultando fuentes relevantes y realizando experimentos pertinentes.
5. Contrasta los resultados obtenidos en una investigación o experimento con hipótesis
previas y comunica sus conclusiones.
6. Valora las preconcepciones personales o comunes sobre diversos fenómenos naturales
a partir de evidencias científicas.
7. Explicita las nociones científicas que sustentan los procesos para la solución de
problemas cotidianos.
8. Explica el funcionamiento de maquinas de uso común a partir de nociones científicas.
9. Diseña modelos o prototipos para resolver problemas, satisfacer necesidades o
demostrar principios científicos.
10. Relaciona las expresiones simbólicas de un fenómeno de la naturaleza y los rasgos
observables a simple vista o mediante instrumentos o modelos científicos.
11. Analiza las leyes generales que rigen el funcionamiento del medio físico y valora las
acciones humanas de riesgo e impacto ambiental.
12. Decide sobre el cuidado de su salud a partir del conocimiento de su cuerpo, sus
procesos vitales y el entorno al que pertenece.
13. Relaciona los niveles de organización química, biológica, física y ecológica de los
sistemas vivos.
14. Aplica normas de seguridad en el manejo de sustancias, instrumentos y equipo en la
realización de actividades de su vida cotidiana.
Competencias docentes:
1. Organiza su formación continua a lo largo de su trayectoria profesional.
2. Domina y estructura los saberes para facilitar experiencias de aprendizaje
significativo.
3. Planifica los procesos de enseñanza y de aprendizaje atendiendo al enfoque
por competencias, y los ubica en contextos disciplinares, curriculares y
sociales amplios.
4. Lleva a la práctica procesos de enseñanza y de aprendizaje de manera
efectiva, creativa e innovadora a su contexto institucional.
5. Evalúa los procesos de enseñanza y de aprendizaje con un enfoque
formativo.
6. Construye ambientes para el aprendizaje autónomo y colaborativo.
7. Contribuye a la generación de un ambiente que facilite el desarrollo sano e
integral de los estudiantes.
8. Participa en los proyectos de mejora continua de su escuela y apoya la
gestión institucional.

8
Recomendaciones para el alumno
El presente Módulo de Aprendizaje constituye un importante apoyo
para ti; en él se manejan los contenidos mínimos de la asignatura
Temas Selectos de Química II.
No debes perder de vista que el Modelo Académico del Colegio de Bachilleres del
Estado de Sonora propone un aprendizaje activo, mediante la investigación, el
análisis y la discusión, así como el aprovechamiento de materiales de lectura
complementarios; de ahí la importancia de atender las siguientes
recomendaciones:
„ Maneja el Módulo de Aprendizaje como texto orientador de los contenidos
temáticos a revisar en clase.
„ Utiliza el Módulo de Aprendizaje como lectura previa a cada sesión de clase.
„ Al término de cada unidad, resuelve la autoevaluación, consulta la escala de
medición del aprendizaje y realiza las actividades que en ésta se indican.
„ Realiza los ejercicios de reforzamiento del aprendizaje para estimular y/o
reafirmar los conocimientos sobre los temas ahí tratados.
„ Utiliza la bibliografía recomendada para apoyar los temas desarrollados en
cada unidad.
„ Para comprender algunos términos o conceptos nuevos, consulta el glosario
que aparece al final del módulo.
„ Para el Colegio de Bachilleres es importante tu opinión sobre los módulos de
aprendizaje. Si quieres hacer llegar tus comentarios, utiliza el portal del
Colegio: www.cobachsonora.edu.mx
Presentación
La asignatura de Temas Selectos de Química II aportara al alumno conocimientos
que le ayudaran a interpretar las reacciones acido-base y de oxido-reducción que
se realizan en el ambiente y en los seres vivos, así mismo, le proporciona
conocimientos para explicar el comportamiento de las sustancias orgánicas, a
partir del estudio de sus estructuras.
Este módulo de Temas Selectos de Química II, tiene como finalidad que el
estudiante comprenda la composición de la materia-energía, los sistemas físicos,
químicos y biológicos así como sus cambios e interdependencia, a través de una
interrelación con los aspectos de desarrollo sustentable, dando lugar a la
formación de valores respecto a la relación ciencia-tecnología-sociedad. Así
mismo, busca proporcionarle conocimientos, habilidades y actitudes que le
capaciten para cursar los estudios de licenciatura, en las escuelas de nivel
superior, principalmente en los campos de la medicina, química y biología.

http://www.secundaria.us.es/franicjoc/ácidosybases.html
Unidad 1
Reacciones
ácido –– base.
Objetivo:
El alumno:
Explicará el comportamiento de las
reacciones ácido-base, a partir del
conocimiento de las propiedades de las
sustancias; mediante el análisis del
comportamiento de éstas en el mundo
natural que le rodea, mostrando una
postura crítica y responsable ante la
repercusión de su uso en el ambiente y la
sociedad.
Temario:
¾ Características de ácidos y bases
¾ Teoría de Arrhenius.
¾ Reacciones de neutralización.
Organizador anticipado:
¿Sabías que?
¿La reacción entre el ácido nítrico (HNO3) y el bicarbonato de
sodio (NaHCO3) (polvo para hornear) para producir gas
dióxido de carbono (CO2) es la misma que produce la
efervescencia en el alka-seltzer?

Temas Selectos de Química II
10
Mapa Conceptual de Unidad

Reacciones ácido - base
11
Evaluación Diagnóstica:
Antes de iniciar esta unidad elabora un mapa conceptual con los siguientes
conceptos y muéstralo a tu profesor cuando él te lo solicite.
H3PO4, MgI2, Ca(OH)2, Mg3(PO4)2, sal, ácido, base, Ion, anión, catión
CARACTERÍSTICAS DE
ÁCIDOS Y BASES.
1.1.
Habrás escuchado los términos: jabón neutro, pilas alcalinas, leche acidificada,
medicamentos antiácidos, ácidos de baterías, etc, y tal vez te hayas preguntado.
¿Qué significa o que quieren decir?
Ya en la antigüedad, los alquimistas habían observado que existen substancias
naturales que tienen la propiedad de cambiar el color de algunos pigmentos
vegetales tales como: el color de las rosas, de las violetas, del agua de canela,
el de la col morada, el color del liquen llamado también tornasol y de los
vegetales verdes.
Observaron que muchas substancias, a pesar de ser completamente diferentes
siempre provocaban el mismo cambio de color en estos pigmentos, por
ejemplo: el vinagre, jugo de frutos cítricos, leche cortada, etc. Siempre
cambiaban de color del liquen o tornasol a rojo mientras que otras como las
cenizas, sosa, potasa, cal, etc. lo modificaban a color azul. A las primeras les
dieron el nombre de ácidos (de acetum = vinagre o vino agrio), a las segundas
álcalis o bases (de al kali = cenizas) y los pigmentos de estos vegetales se
llamaron indicadores.
Otra observación importante sobre el comportamiento de esta sustancia fue que
siempre que se ponían en contacto un ácido y una base se producía una
reacción química en la cual los productos formados tenían un sabor salado y
perdía la capacidad de cambiar el color de los indicadores.
Parte de esta actividad la puedes hacer en casa y la otra en el laboratorio.
Compra una Col morado y realiza lo siguiente:
• En una licuadora tritura las hojas de col, usando alcohol etílico como
solvente de extracción de los pigmentos naturales presentes en los tejidos
de la col morada.
• Filtra el triturado usando un pedazo de tela de cualquier tipo y el filtrado
colócalo en un recipiente plano (tipo refractario).
• Coloca una hoja de papel bond tamaño carta en el filtrado y procura que se
empape en el líquido para que se impregne totalmente de los pigmentos de
la col.
• Espera a que se volatice todo el alcohol y que se termine de secar la hoja de
papel.
• La hoja de papel seca, córtala en tiras y usa esas tiras para ver su
capacidad de reacción cambiando de color ante ciertas sustancias ácidas y
alcalinas.
EJERCICIO 1

12
• Experimenta con todo tipo de sustancias caseras, de laboratorio, líquidos
corporales, etc.
• Realiza las observaciones, analiza los datos que obtengas y establece una
conclusión que te permita comprender y dar respuesta a las siguientes
preguntas:
1. ¿Qué clase de características presentan aquellas sustancias que ya
conoces como ácidas?
2. ¿Qué tipo de diferencias se destacan entre las sustancias conocidas
como ácidas con las sustancias conocidas como base o álcalis?
• Elabora un reporte de laboratorio de acuerdo a la metodología indicada y
preséntalo a tu profesor
Los ácidos y las bases son sustancias de gran importancia para la vida cotidiana
y para el comportamiento químico de algunas sustancias. A principios del siglo
XVll, los químicos empezaron a darse cuenta de ciertas características de los
ácidos y las bases.
Ácidos:
– Tienen sabor agrio cuando se disuelven en agua.
– El papel tornasol azul lo cambia de color rojo
– Neutralizan las bases
Bases:
– Tienen sabor amargo cuando se disuelven en agua.
– Consistencia jabonosa o resbaladiza al tacto cuando se disuelve en agua.
– El papel tornasol rojo lo cambia a color azul.
– Neutralizan los ácidos.
En la actualidad se conoce una gran cantidad de ácidos y bases tanto de origen
mineral como orgánico; los científicos han elaborado teorías que tratan de
explicar el comportamiento de estas substancias.
TEORÍA DE ARRHENIUS.
1.2.
Una de las primeras teorías que trataron de explicar el comportamiento de los
ácidos y las bases fue propuesta en 1884 por Svante August Arrhenius, químico
y físico Sueco. Propuso que los ácidos son sustancias que al disolverse en agua
producen iones hidrógeno (H+).
Son ejemplos el ácido nítrico HNO3 y el ácido acético CH3 – COOH.
Las bases son sustancias que liberan iones hidróxidos (OH-) cuando se
disuelven en agua, por ejemplo hidróxido de sodio NaOH y el hidróxido de calcio
Ca(OH) 2 .
De acuerdo con la definición de Arrhenius, las bases son compuestos iónicos
que se forman con un catión y uno o más iones hidróxidos. En contraste, los
ácidos son compuestos covalentes que no contienen iones hidrógeno. Los
ácidos liberan iones hidrógeno en la solución debido a un rompimiento de un
enlace covalente entre un hidrógeno y algún otro átomo. El Ión hidrógeno se
asocia luego con las moléculas de agua para formar lo que se conoce como un
Ión hidrógeno acuoso o Ión hidronio. La naturaleza opuesta de los ácidos y las
bases es la razón por la que estas sustancias se neutralizan entre si.
EJERCICIO 2

13
Ejercicio 3
Clasifique cada una de las siguientes sustancias como un ácido o una base, de
acuerdo con la teoría de Arrhenius.
a) HCl _________________
b) Ca(OH) 2 _________________
c) H3PO4 _________________
d) H2 SO4 _________________
e) AL(OH) 3 _________________
f) KOH _________________
Ejercicio 4
Esta actividad la debes de hacer en el laboratorio de química.
Es necesario recordar cómo mediste la conductividad eléctrica de un electrolito
en solución acuosa. (Práctica de enlaces químicos realizada en el curso de
Química 1).
• Realiza la medición de la conductividad eléctrica de soluciones de ácido
clorhídrico 1M, ácido sulfúrico 1M, ácido acético 1M
• Realiza la medición de la conductividad eléctrica de soluciones de hidróxido
de sodio 1M, hidróxido de magnesio 1M, bicarbonato de sodio 1M.
• Anota las observaciones, analiza los datos obtenidos y establece tu
conclusión.
• Elabora un reporte de acuerdo a la metodología indicada y preséntalo a tu
profesor.
1.2.1. Reacciones de Neutralización.
Las propiedades de un ácido desaparecen cuando se hace reaccionar con una
base y viceversa. Esto significa que la acción de un ácido neutraliza la acción de
una base.
¿Por qué?
Según Arrhenius, un ácido libera iones H+ y una base librera OH¯ los cuales al
reaccionar forman una molécula de agua, además de una sal, las cuales son
neutras.
Por ejemplo:
NaOH + HCl NaCl + HOH
El conocimiento sobre esta reacción de neutralización es de gran importancia, ya
que en ocasiones se nos presenta el malestar propio de una acidez estomacal,
debido a una excesiva segregación de ácido clorhídrico en los jugos gástricos
del estómago. Para combatir esta acidez estomacal se utilizan los
medicamentos llamados antiácidos como carbonato de sodio (Tums®),
Hidróxido de aluminio (Melox®), bicarbonato de sodio (AlkaSeltzer®).
EJERCICIOS

14
De igual forma, en los derrames accidentales de grandes cantidades de ácidos
durante su transportación, los elementos de la sociedad de protección civil
cubren el área del derrame con calhidra, Ca(OH)2 en polvo para eliminar los
efectos del ácido.
En otras actividades, esta reacción de neutralización se utiliza para poder
determinar la concentración de un ácido o de una base presente en una
solución; a esto se le conoce con el término de titulación. Por ejemplo, si
agregamos suficiente cantidad de una base de concentración conocida para
neutralizar exactamente una determinada cantidad original de ácido, podemos
utilizar la estequiometría para determinar la concentración original del ácido. El
punto en el cual hemos neutralizado exactamente la sustancia se conoce como
punto de equivalencia.
Si recordamos lo que se revisó en la unidad de soluciones cuando se abordó la
unidad de concentración de normalidad, ésta se define como: la cantidad de
equivalentes-gramo de soluto disuelto por litro de solución
N= #Equiv./V, entonces #Equiv.=NV
En la neutralización.
# Equiv.(ácido)=#Equiv.(base)
N(a) V(a) = N(b) V(b)
Con la aplicación de esta ecuación matemática es posible determinar la
concentración de un ácido presente en el jugo de una naranja dulce y
compararlo con la determinación de la acidez del jugo de una naranja agria o de
un limón, o bien determinar la alcalinidad de una solución del alka Seltzer® con la
cual aliviamos la acidez estomacal.
Obtenida la concentración en términos de normalidad, después se puede hacer
la conversión a las otras unidades de concentración como es el caso de la
molaridad.
Por ejemplo:
¿Qué concentración tiene una solución de KOH, si 20 ml. de esta solución se
neutralizaron totalmente con 25 ml. de solución de H2SO4 0.2 N.?
Si:
N(a) V(a) = N(b) V(b)
Entonces, N(a) = 0.2N, V(a)=25 ml., N(b)=?, V(b)=20 ml.
N(b)=(N(a) V(a))/ V(b)
N(b)= (0.2N x 25ml.) / 20 ml. = 0.25 N
N(b)= 0.25 N
TAREA 1
Página 23.

15
Resuelve los siguientes problemas
1. ¿Cuántos ml. de una solución 0.0947N de NaOH se necesitan para
neutralizar 21.4 ml. de HCl 0.106N?
2. Si se requieren 26.4 ml. de una solución de LiOH para neutralizar 21.7 ml. de
HBr 0.500N ¿Cuál es la concentración normal de la base?
3. Si 75 ml. de una solución 0.823 N de HClO4 requieren 95.5 ml. de Ba(OH)2
para neutralizarse totalmente, ¿Cuál es la concentración normal de la
solución alcalina?
TEORÍA DE BRONSTED-LOWRY.
1.3.
En 1923 La clasificación de ácidos y bases propuesta por Arrhenius fue
extendida a otros disolventes además del agua y a la fase gaseosa, gracias a las
investigaciones hechas por el Químico británico Thomas M. Lowry y el Químico
Danés Johannes Bronsted, por lo que se necesitaba otra nueva teoría.
La teoría de Bronted – Lowry define a:
– Los ácidos: como sustancias que pueden donar protones o iones
Hidrógenos (H+).
Ejemplo: HCl + H2O H3O+ + Cl-
Nota: como puedes observar el ácido clorhídrico al disolverse en agua, dona un
protón a la molécula del agua para producir el ión hidrónio (H3O+).
– Las bases: Como sustancias que pueden aceptar protones (H+).
Ejemplo: NH3 + H2O NH4 + OH-Nota:
En este caso se observa como la base NH3 acepta un protón de la
molécula del agua para producir el ión hidróxido (OH-).
Observarás que el agua puede aceptar o bien donar un protón, es decir,
dependiendo de la sustancia con la cual entre en contacto se puede comportar
como un ácido o una base.
EJERCICIO 4
TAREA 2
Página 25.
TAREA 3
Página 27.

16
A las sustancias que se comportan como ácidos y bases se les denomina
anfipróticas o anfóteras. Debido a esto, es posible una reacción entre moléculas
de agua simple donde una se comporta como ácido y la otra como una base.
La reacción de esta ecuación es:
http://www.fisicanet.com.ar/biologia/introduccion_biologia/ap1/ionizacion_del_ag
ua01.jpg
1.3.1. Pares Conjugados de Ácido-Base.
Miremos la reacción de NH3 y H2O otra vez:
(1) NH 3 + H2O NH 4
+ + OH -
La reacción inversa es:
(2) NH 4 + OH – NH 3 + H 2 O
En este caso, NH 4
+ actúa como ácido que dona un protón al OH – y el OH -
actúa como base.
Un ácido y una base que son relacionadas por el aumento y la pérdida de un
protón se llaman un par conjugado de ácido-base. Por ejemplo, el NH 4
+ es el
ácido conjugado de NH 3, y el NH 3 es la base conjugada de NH 4
+ .
Cada ácido ha asociado a él una base conjugada. Así mismo, cada base ha
asociado a ella un ácido conjugado.

17
Según la teoría de Bronster – Lowry
Ácido - protón Base conjugada
Base + protón Ácido conjugado
Escribe la fórmula de la base conjugada de cada uno de los siguientes ácidos.
1. H2CO3 ____________ 2. HNO3 _________ 3. H2S ___________
4. CH3COOH __________ 5. HCl __________ 6. H2SO4 __________
Escribe la fórmula del ácido conjugado de cada una de las siguientes bases.
1. NH3 ______________ 2. CH3 –O-_________ 3.CN- ____________
4. HS- ______________ 5. H2 O ___________ 4.ClO3
- ___________
1.3.2. Concentración de iones hidronio y pH.
Ionización del agua.
¿Es posible que el agua se ionice?
¿Si se ioniza, significa entonces que también conduce corriente eléctrica?
¿Y cómo lo pruebo?
Experimentos muy precisos de medición de la conductividad eléctrica de las
sustancias, han determinado que el agua como sustancia única, tiene la
capacidad de conducir la corriente eléctrica, lo que confirma que se ioniza.
Aplicando el conocimiento de la teoría propuesta por Bronster – Lowry, el agua
se ioniza según la siguiente ecuación quimica.
H2O(l) + H2O(l) → H3O+
(ac) + H3O¯(ac)
La molécula de agua sufre una disociación, liberando un protón H+ como si fuera
un ácido y un ión OH¯ como si fuera una base.
HOH → H+ + OH¯
Los experimentos sobre la conductividad eléctrica han indicado que el agua pura
es un pobre conductor de electricidad, contiene pocos iones, por lo tanto el
agua pura se ioniza muy poco, estos experimentos sobre conductividad han
demostrado que el agua se ioniza en el orden de 1 X 10¯7 moles de moléculas
por cada decímetro cúbico de agua. Si por cada molécula de agua que se ioniza
se forma un Ion de H+ y un Ion de OH¯, significa que el agua pura debe de existir
un número de estos iones, o sea:
[H+] = [OH¯] = 1 X 10¯7 moles/l.
Nota: El uso de [ ] es para indicar las cantidades de las sustancias en términos de
molaridad, es decir moles por litro.
EJERCICIO 6

18
Lo que a su vez permite establecer la constante ionización del agua (Kw) es del
orden de 1 X 10¯14.
Kw = [H+] [OH¯] = (1 X 10¯7 moles/l.)(1 X 10¯7 moles/l.) = 1 X 10¯14
Esta igualdad en la concentración de los iones que resultan de la ionización del
agua hace que el agua se manifieste como neutra, es decir no muestre
propiedades de un ácido ni de una base.
Potencial de Hidrógeno
Has visto que en el agua la concentración de iones hidronio es igual a 1 X 10¯7
moles por litros. Cuando se adiciona un ácido al agua debido a la reacción que
se presenta entre ellos, la concentración de iones hidronio se eleva y toma
valores mayores de 1 X 10¯7 moles/l mientras que con las bases sucede lo
contrario.
Debido a que esos valores de las concentraciones de los iones son muy
pequeñas, manejar estas cantidades sería bastante engorroso, es por ello que
desde 1909 el químico danés S.P.L.Sorensen propuso que se usara sólamente
un número y se refirió al exponente de la base de 10, pero en su expresión
positiva. Y se le llamó como escala de pH para cuando se determine el poder o
potencial de los iones H+ y además también se maneja la escala de pOH, para
cuando se determine el poder o potencial de los iones OH¯. Llamada Potencial
de Hidrógeno o pH.
Esta escala se define como una operación matemática en la que se determina el
logaritmo negativo de la concentración molar de los iones H+ presentes en el
medio o disolución.
ph = - log [ H+ ]
Si calculamos el valor de pH para el agua tendremos que:
pHw = - log 1 x 10-7
pHw = 7
A este valor de pH para el agua se le llama pH neutro. Para lo ácido los valores
de pH serán menores que el valor de pH para el agua; es decir, menores que
siete; y para las bases, valores mayores que siete. Ver escala de pH.
TAREA 4
Página 29.

19
Para determinar en la práctica estos valores de la escala de pH, se puede hacer
mediante medios electrónicos en donde un medidor de la concentración de
iones H+ detecta electrónicamente la concentración y da un valor de la escala de
pH, a este aparato se le llama Potenciómetro.
http://www.masso.com/content/view/31/95/lang,es/
http://www.equipesca.com.mx/producto,32?sessionid=413e60ab8a8fae607f9ae
c0068012732
Otra forma de determinar los valores de pH es a través del uso de ciertas
sustancias que son ácidos y bases orgánicos débiles que tienen la oportunidad
de cambiar su estructura ante cierta concentración de estos iones, cambiando a
su vez el color. A estas sustancias se les conoce como indicadores ácido-base
Una mezcla de varios de estos indicadores ácido-base es lo que se utiliza para
impregnar tiras de papel, el cual después se comercializa como papel universal,
papel hydrion o simplemente papel pH, alguno de estos indicadores se
relacionan a continuación en la tabla.
http://recursos.cnice.mec.es/bancoimagenes2/buscador/imagen.php?idimagen
=57930&zona=mat&nivel1=94&nivel2=113&nivel3=115&expresion=%22papel
+reactivo%2
http://images.google.com.mx/url?q=http://www.eleco.com.uy/productos/catalog
o_macherey_papeles_pH.htm&usg=AFQjCNGJR8kCbkpvxEjMx1aXZviSrcXSSg
TAREA 5
Página 31.

20
Una vez comprendido los conceptos de pH y pOH completa la siguiente tabla.
Recuerda que, la suma de pH + pOH = 14.
[ H3O+ ] [ OH- ] pH pOH Caracter: Ejemplo:
100 10-14 0 14 Ácido Ácido de batería
10-1 Jugos gástricos
10-2
10-3 Jugo de limón
10-4 Agua de soda
10-5 Café negro
10-6
10-7 10-7 7 7 Neutro Agua pura
10-8
10-9 Bicarbonato de sodio
10-10 Jabón de tocador
10-11 Detergentes
10-12
10-13 Limpiadores caseros
10-14 100 14 0 Básico Limpiadores de
cañerías
Ejemplos:
1. ¿Cuál es el pH de una solución 0.000001 M de ácido sulfúrico?
[ H+ ] = 0.000001 M =1 x 10-6 M
pH = -log [ H+ ]
pH = -log [1 x 10-6 ]
pH = -[ log 1 + log 10-6 ]
pH = - [ 0 + (-6) ]
pH = 6
EJERCICIO 7

21
2. ¿Cuál es el pH de una solución cuya concentración de ion hidronio es de
0.005 M?
[ H+ ] = 0.005 M =5 x 10- 3 M
pH = -log [ H+ ]
pH = -log [ 5 x 10- 3 ]
pH = - [ log 5 + log 10- 3 ]
pH = - [ 0.70 + (- 3) ]
pH = - [ 0.70 - 3 ]
pH = - [ - 2.3 ]
pH = 2.3
3. ¿Cuál es el pOH de una solución 0.0001 M de NaOH?
[ OH- ] = 0.0001 M =1 x 10- 4 M
pOH = - log [ OH- ]
pOH = - log [1 x 10- 4 ]
pOH = - [ log 1 + log 10- 4 ]
pOH = - [ 0 + (- 4) ]
pOH = 4
TEORÍA DE LEWIS.
1.4.
En 1923 surge una nueva forma de clasificar a los ácidos y las bases de una
manera más extendida que la clasificación de Bronsted – Lowry, y que fue
enunciada por el químico americano Gilbert N. Lewis.
En equipo de tres personas realiza un trabajo de investigación bibliográfica.
Los temas a investigar son:
• Los conceptos de ácido y base según la teoría de Lewis
• Configuración puntual de los ácidos y bases según Lewis
• Elabora un mapa conceptual con la información obtenida, para su discusión
con el resto del grupo.
Lewis amplió aún más la definición de ácidos y bases, aunque esta teoría no
tendría repercusión hasta 1938.
Son ácidos de Lewis aquellas sustancias que aceptan pares de electrones de las
bases.
Son ácidos de Lewis todos aquellos cationes que poseen orbitales vacíos
susceptibles de aceptar pares de electrones de las bases de Lewis. En general
cualquier catión de transición es un ácido de Lewis, y cualquier sustancia que
posea pares de electrones no compartidos sería una base de Lewis, y podría
cederlos formando un enlace covalente denominado coordinado o dativo. En
cualquier compuesto de coordinación el catión central es el ácido de Lewis y las
especies que coordinan con él son bases de Lewis: Fe(H2O)6 3+ (aquí el Fe3+ es
TAREA 6
Página 33.
EJERCICIO 8

TAREA 7
Página 35.
¡Ojo! Recuerda que
debes resolver la
autoevaluación y los
22
ejercicios de
reforzamiento; esto te
ayudará a enriquecer los
temas vistos en clase.
el ácido de Lewis y las moléculas de agua son las bases de Lewis. (El oxígeno
del agua posee dos pares de electrones sin compartir).
El amoníaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un ácido de
Lewis típico. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro
de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro férrico son
catalizadores sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas
Ejemplo:
El amoníaco se comporta como una base, ya qu es capaz de ceder un par de
electrones al trifluoruro de boro para formar un par ácido-base:
H 3N: + BF3 H3N – BF3
..
H :F: H F
..
H N: B F: H N B F
. .
H :F: H F
..
Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial
en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Bronsted - Lowry
son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.
Clasifique cada una de las siguientes sustancias como un ácido o una base, de
acuerdo con la teoría de Lewis.
a) SO3 ________________
2- ________________
b) SO4
c) Al3+ ___________________________
- ________________
d) ClO4
e) H2O ________________
En resumen, las tres teorías sobre los ácidos y las bases son:
TEORÍA ÁCIDO BASE
Arrhenius Cede H+ Cede OH-Brönsted
- Lowry Cede H+ Acepta H+
Lewis Acepta pares de e- Cede pares de e-
EJERCICIO 9

23
Nombre ____________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo __________________ Turno ___________
Núm. de Expediente _____________________ Fecha _____________________
TAREA 1
INSTRUCCIONES: En equipo de cinco personas realiza en el laboratorio de química la presente actividad.
• Prepara una solución estándar de NaOH al 0.2 N. y una solución estándar de HCl 0.2 N.
• Prepara muestras por separado de 10 ml. Cada una; de jugo de naranja dulce, de jugo de naranja
agria, de una disolución 1:10 de Melox®, de una disolución de alka Seltzer®.
• A cada una de las muestras agrégale 6 gotas de indicador Fenolftaleina.
• Las sustancias alcalinas se titulan con la solución estándar de HCl 0.2N
• Las sustancias ácidas se titulan con la solución estándar de NaOH 0.2N
• Anota tus observaciones, realiza las mediciones y ejecuta los cálculos para titular las sustancias, analiza
los resultados y establece una conclusión.
• Elabora un reporte de acuerdo a la metodología indicada y preséntalo a tu profesor.
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R evisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
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Nombre ____________________________________________________________
TAREA 2
INSTRUCCIONES: Determina el carácter ácido o base así como ácido y base conjugados, para las
sustancias en las siguientes reacciones:
a) H2 O + HClO4 H3O+
+ ClO4
-
- CH3O- + NH3
b) CH3OH + NH2
c) OH- + H3O+
H2 O + H2 O
d) HCl + NH3 NH4
+ + Cl-e)
- + H2 O NH3 + OH-
NH2
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R evisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
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Nombre ____________________________________________________________
TAREA 3
INSTRUCCIONES: Realiza esta actividad en el laboratorio de química, utilizando un circuito que proporcione
corriente directa, o una conexión simple para disponer de -corriente alterna directamente de una toma de
corriente del laboratorio; un foco, un interruptor y agua destilada.
Actividad
Material:
un limón una naranja
una papa un chile
sal azúcar
chocolate agua destilada
agua potable
Procedimiento:
Se combina cada material con agua destilada y se prueba la conductividad en cada una de las muestras.
En base a lo realizado en el experimento responde:
¿Qué sucede en el interior de la mezcla que provoca que se prenda el foco?
¿Qué papel juega el agua en este fenómeno?

28
Resultados:
Se anotarán los resultados para en una tabla como la siguiente:
R evisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________
______________________________________________________________

29
Nombre ____________________________________________________________
TAREA 4
INSTRUCCIONES: Indica cuál es el carácter de la solución para cada uno de los valores de pH.
a) pH= 5 ________________ pH= 3.35 _________________
b) pH= 9 ________________ pOH= 10.3 ________________
c) pOH= 6 _______________ pOH= 9.6 _________________
d) pH= 7 _________________ pOH= 2.8 _________________
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R evisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
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31
Nombre ____________________________________________________________
TAREA 5
INSTRUCCIONES: En equipo de cinco personas realiza en el laboratorio de química la presente actividad.
• Por medio del uso de papel pH y de los indicadores ácido-base que dispongan en el laboratorio de tu
plantel, determina la acidez o alcalinidad de varias sustancias comunes.
• Algunas de estas sustancias comunes pueden ser: Vinagre, bebida gaseosa, jugo de uvas, pan
húmedo, orina, saliva, sangre, lágrimas, clara de huevo, solución de NaOH 0.1M, solución de HCI
0.1M, etc.
• Anota tus observaciones, realiza el análisis de los datos obtenidos establece una conclusión que te
permita contestar las siguientes preguntas:
1. ¿Qué tipo de limitaciones se pueden detectar en el uso de los indicadores ácido-base?
2. ¿A qué se debe el hecho de que el valor de pH que determine un individuo no siempre es el mismo
valor de pH que determine otro individuo?
• Elabora un reporte de acuerdo a la metodología indicada y preséntalo a tu profesor.
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Observaciones:________________________________________________
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Nombre ____________________________________________________________
TAREA 6
INSTRUCCIONES: Resuelve los siguientes problemas y anota los cálculos.
1. Cuál será el valor de pH si la solución tiene una concentración [ H+] = 0.0001 moles/Lts.
2. Cuál es el pH de una solución que tiene una concentración de iones H3O+ de 0.0002M.
3. Cuál es el pH de una solución si su [H3O+] = 4.5 X 10-9 M.
4. Calcula el pH y pOH de las soluciones que tienen las siguientes concentraciones de iones hidronio.
a) 3 X 10-5 mol/Lts.
b) 4 X 10-3 mol/Lts.
c) 2 X 10-7 mol/Lts.
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Observaciones:________________________________________________
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Nombre ____________________________________________________________
TAREA 7
INSTRUCCIONES: De la siguiente lista indica quién es ácido o base según la teoría de Lewis.
a) SO3 ____________________________
b) FeCl3 ____________________________
c) OH- _____________________________
d) PH3 _____________________________
e) H2 O _____________________________
f) Zn+2 _____________________________
g) NH3 _____________________________
h) AlCl3 ____________________________
i) BF3 _____________________________
j) Ca+2 ____________________________
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R evisión: _____________________________________________________
Observaciones:________________________________________________
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37
INSTRUCCIONES: Lee cuidadosamente y responde los siguientes cuestionamientos, rellenando el círculo de la
opción que consideres correcta.
1. Son sustancias que de acuerdo a la estructura de su fórmula química, se les puede considerar como
ácidos según la clasificación propuesta por Arrehenius:

NH3, PH3
H2O, CH3-OH
HCl, HNO3
NaCl, Al(OH)3
2. Son materiales que de acuerdo a sus características físicas, se identifican como base o álcali.

Jabón de baño
Leche
Orina
Saliva
3. ¿Quién propuso que las bases deben de ser sustancias que donen pares de electrones?

Svante Arrehenius
J. Bronsted.
T. Lowry
Gilbert. N. Lewis.
4. Científico que propuso que los ácidos deben de ser sustancias que donen iones de H+ al momento de
disolverse en agua:

Svante Arrehenius
J. Bronsted.
T. Lowry
Gilbert. N. Lewis.
5. Sustancias como el agua, ciertos indicadores, etc. que de acuerdo a Bronsted – Lowry pueden ser
ácidos o bases, son conocidas como:

Isótopos.
Alótropos
Anfóteros
Isómeros
Nombre _________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________
Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________
AUTOEVALUACIÓN

38
6. Al medir conductividad eléctrica de las sustancias, se encontró que el aceite vegetal puro no conduce la
corriente eléctrica, lo cual significa que el aceite es:

Base
Ácido
Sustancia que no se ioniza
Anfótero
7. Si la [H+] = 2.3 x 10-9 moles por litro, esto permite determinar que el medio es:

Ácido
Alcalino
Neutro
Salino
8. Es la expresión que establece que el medio está neutro.

[H- ] [OH-]
[H+]= [OH-]
[H+] [OH-]
[H+]= 1x10-6
9. Es el valor de pH, que nos indica que el medio está alcalino.

3
5
7
9
10. Si en tu casa se presentó el hecho de que los frijoles que se pusieron a cocinar, por descuido se
dejaron a la intemperie y se acedaron, ¿qué sustancia le agregarás para no perderlos?

Vinagre.
Polvo para hornear.
Bicarbonato de sodio.
Leche en polvo.
11. Una solución hecha a base de amonio tiene valores de pH= 10, este tipo de solución se recomienda
aplicar en el lugar donde se acaba de recibir la picadura de una abeja, esto se debe a que en el veneno
de abeja están presentes:

Proteínas
Ácidos
Bases
Sales
12. En la neutralización cada protón que cede el ácido, deberá ser aceptado por la base, esto quiere decir
que si se necesita neutralizar una mol de H2SO4, ¿Cuántas moles se requieren de NaOH?

0.5
1.0
1.5
2.0

39
13. Si se prepara una solución de HCl 0.001 M y suponiendo que su disociación es al 100%, ¿Cuál será el
valor de pH para esta solución?

1
2
3
4
14. La titulación de una muestra de 50 ml. de vinagre, requiere 42.6 ml. de NaOH 0.95N. ¿Cuál será la
concentración del ácido presente en el vinagre (ácido acético)?

0.80N.
0.85N.
0.90N.
0.95N.
¾ Si todas tus respuestas fueron correctas: excelente, por lo que te
invitamos a continuar con esa dedicación.
¾ Si tienes de 8 a 9 aciertos, tu aprendizaje es bueno, pero es
necesario que repases los temas.
¾ Si contestaste correctamente 7 ó menos reactivos, tu aprendizaje es
insuficiente, por lo que te recomendamos solicitar asesoría a tu
profesor.
Consulta las
claves de
respuestas en la
página 109.
ESCALA DE MEDICIÓN DEL APRENDIZAJE

40

41
EJERCICIOS DE
REFORZAMIENTO
Nombre _________________________________________________________
Núm. de lista ____________ Grupo ________________ Turno __________
Núm. de Expediente ___________________ Fecha ____________________
INSTRUCCIONES: Realiza lo siguiente:
Ejercicios de Reforzamiento 1
1. ¿Cómo puedes identificar de un listado de fórmulas, a los ácidos?
2. ¿En el laboratorio cómo puedes saber que un líquido cristalino es un ácido?
3. ¿Qué produce la neutralización de un ácido con una base?
4. Si cierta cantidad de ácido se agrega a una base y llega al punto de equivalencia ¿cuál es el pH
resultante?
5. ¿Qué sustancia se desprende cuando le agregan a un ácido los metales Al, Zn o Fe?
1. Durante la titulación de una solución de hidróxido de sodio 0.125 N, se gastaron 28.50 ml de solución
de ácido sulfúrico 0.155 N para neutralizar el hidróxido de sodio en reacciones en las que se
reemplazaron ambos iones de hidrógeno. Calcule la cantidad de mililitros de solución de hidróxido de
sodio que se gastaron en la reacción.
2. Durante la titulación de 24.50 ml de una solución de hidróxido de potasio de concentración
desconocida, se gastaron 35.70 ml de ácido sulfúrico 0.110 N para neutralizar el hidróxido de potasio
en reacciones en las cuales reaccionaron los dos iones hidrógeno del ácido sulfúrico.
Calcule:
a) La normalidad y
b) La molaridad de la solución de hidróxido de potasio.
Investiga sustancias caseras, líquidos corporales, bebidas, y clasifícalas en ácidas, básicas y neutras.
Investiga cómo están constituidos los amortiguadores biológicos y cuál es su función en los seres vivos.

42

FOTOSÍNTESIS
Unidad 2
Reacciones
de óxido ––
reducción.
Objetivos
El alumno:
Demostrará las reacciones de oxidación
y reducción de la materia a partir de la
descripción de reacciones donde existen
intercambios electrónicos, mediante la
explicación del comportamiento de éstas
en algunos procesos del mundo que le
rodea, mostrando una postura crítica y
reflexiva ante su repercusión en el
ambiente y la sociedad.
Temario:
¾ Reacciones de oxidación -
reducción y su realización en:
¾ Pilas
¾ Electrólisis
Organizador anticipado:
¿Sabías que?
El proceso oxido – reducción es una reacción química que sin el no
podrían funcionar las pilas o baterías, así como en el cromado de
rines para autos.
La respiración proceso fundamental para la vida de los organismos
superiores es otro ejemplo de este proceso de 0xido – reducción.

44
Mapa Conceptual de Unidad
explica
permite interpre tar
la
utilizando
es
un elemento otro elemento
REACCIONES DE
OXIDO- REDUCCIÓN
ESTRUCTURAS
DE LEWIS
PILAS
ELECTRICAS
ELECTRÓLISIS
BALANCEO
SERIE
ELECTROMOTRIZ
CORROSION
PROCESO
SIMULTANEO
GANA
ELECTRONES
PIERDE
ELECTRONES
Explica

Reacciones de óxido –reducción
45
Evaluación Diagnóstica:
Antes de iniciar esta unidad elabora, con los siguientes conceptos, un mapa
conceptual y muéstralo a tu profesor cuando te lo solicite.
Oxidación, reducción, reacción química, ley de la conservación de la materia,
electrolito, celda electroquímica, electrólisis, pila seca, alcalina, recargables,
cromado, plateado.
REACCIONES DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN Y SU
REALIZACIÓN EN: EL AMBIENTE, LOS SERES
VIVOS, LA INDUSTRIA.
Podemos definir las reacciones de oxidación-reducción (redox) como aquellas
reacciones en la que hay transferencia de electrones. La oxidación, que alguna
vez mencionamos sólo para reacciones con el oxígeno, ahora la definiremos
como cualquier reacción química en el cual una sustancia pierde electrones. La
reducción es una reacción química en el cual una sustancia gana electrones.
Sin embargo, cuando en una reacción química una sustancia se oxida, pierde
electrones, y la sustancia que los gana se reduce. La sustancia que se oxida se
llama agente reductor por que produce una reducción en otra sustancia. La
sustancia que se va a reducir se llama agente oxidante por que produce la
oxidación en otra sustancia.
Definir la óxido-reducción más allá de lo expresado en la sección anterior
requiere el concepto de número de oxidación.
Los números de oxidación son un invento o, mejor dicho, una conversión de los
químicos. Se trata de un número entero que se asigna a cada elemento presente
en un compuesto, con la idea de comparar su ambiente electrónico con el del
mismo elemento en estado libre.
Antes de presentar su definición a través de un conjunto de reglas, analizaremos
algunos ejemplos sencillos.
Los números de oxidación de cada elemento en un compuesto son números
positivos y negativos, asignados mediante el siguiente procedimiento:
1. Se escribe la estructura de Lewis del compuesto en cuestión.
2. Los electrones de cada enlace químico se asignan al núcleo mas
electronegativo de los que se forma el enlace. (para ellos hay que consultar
la tabla de electronegatividades de Pauling).
3. Si existen uniones de un elemento consigo mismo, los electrones de enlace
se dividen equitativamente entre los átomos.
4. Se cuentan los electrones asignados a cada átomo, N asig*
5. El número de oxidación se obtiene restando N asig* al número de electrones
de valencia del elemento, N val*
N ox* = N val - N asig
2.1.

46
Algunos ejemplos ayudarán a aclarar el procedimiento.
a) Agua, H2O.
La ilustración 1 muestra los pasos que se deben seguir en el caso del agua.
La figura (a) muestra la estructura de Lewis. Como el oxígeno es mas
electronegativo que el hidrógeno los electrones de cada enlace O-H se asignan
al oxígeno. En la figura (b) se han separado un poco los átomos, con los
electrones que se les han asignado. El oxígeno tiene N asig = 8 electrones, y
para el hidrógeno N asig = 0. Como el oxígeno posee seis electrones de
valencia(N val =6) y el hidrógeno uno ((N val =1) sus números de oxidación son:
En el agua:
Oxígeno: N ox = 6-8 = 2-
Hidrógeno: N ox =1-0 = 1+
Por convención internacional, se acostumbra colocar el signo después del digito,
como se muestra en la figura (c). Como ves, la suma de tres números de
oxidación es cero (-2+1+1=0), lo cual solo verifica que asignar los electrones a
uno u otro átomo de un enlace no modifica el número total de electrones
disponibles.
En todo compuesto eléctricamente neutro, la suma de los números de oxidación
de los elementos que lo constituyen es cero.
Reglas para asignar los números de oxidación.
Regla. Ejemplo.
1. El número de oxidación de cualquier elemento sin combinar es
cero.
H2, O2, K, Cu, Ar.
2. El número de oxidación de cualquier átomo es igual a su
carga.
Ion de bromuro Br, N OX =1-
3. El número de oxidación del hidrógeno siempre es 1+, excepto
en los hidrocarburos metálicos, donde es -1.
CH4, hidrógeno Nox =1+
NaH, hidrógeno Nox =1-
4. El número de oxidación del oxígeno es siempre 2- excepto en
los peróxidos, donde es 1-.Otra excepción se presenta en los
compuestos con F.
H2O, oxígeno Nox =2-
H2O, oxígeno Nox es 1-.
5. La suma de los números de oxidación de todos los elementos
de un compuesto debe ser cero y en un Ion debe ser igual a la
carga del mismo.
H2O, 2(+1) + 1 (-2) = 0
CO3²-, 1(+4) + 3(-2) = -2
6. En las combinaciones binarias o ternarias entre metales y no
metales, el metal tiene número de oxidación positivo y, por lo
general, igual al grupo de la tabla periódica al que pertenece (si
pasa del grupo 10, se le resta 10).
NaF, Nox del Na=+1,Nox del
F=1+
MgS, Nox del Mg=2+, Nox del
S=2
. .
H :O: H
. .
(a)
. .
H :O: H
. .
(b)
1+ 2- 1-
H O H
(c)
Ilustración 1
Números de oxidación del H y el O en el agua(a). Estructura de
Lewis (b). Asignación de electrones de acuerdo con la
electronegatividad (c). Números de oxidación.
TAREA 1
Página 57.

47
Para la siguiente reacción:
1 2
2
2 0 2 2
3
1 2 1 5
2
H+ O− +H+ N− O− →S + N+ O− +H+ O−
El elemento Azúfre (S) se oxida pierde 2e- pasa de -2 a 0
El elemento Nitrógeno (N) se reduce ganó 3e- pasa de +5 a +2
OXIDACIÓN
-8 -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 + 6 + 7 + 8
REDUCCIÓN
2
Identifica las Nsiguientes reacciones al elemento que se oxida y se reduce, así
como las cantidad de e- ganados y perdidos
Zn + S ZnS Oxidado Reducido
Ag + HNO3 AgNO3 +NO +H2O Oxidado Reducido
CuO + NH3 + Cu +H2O Oxidado Reducido
Zn + CuSO4 Zn SO4 + Cu Oxidado Reducido
Se han usado diversos métodos para balancear las ecuaciones redox iónicas,
entre ellos con ligeras modificaciones, el método de número de oxidación que se
descubrió para ecuaciones moleculares. Sin embargo, quizá el método más
popular sea el de Ion-electrón.
Método del ion - electrón
Este método se aplica cuando en una reacción química el oxidante o el reductor
van formando parte de iones que contienen oxígeno. En la igualación de una
reacción por este método se distinguen algunas etapas o pasos sucesivos.
Estos pasos se ilustrarán igualando una semirreacción en ambiente ácido y, otra,
en ambiente alcalino.
Ejemplo 1:
Balancear la siguiente semirreacción en ambiente ácido:
2 7 ' Cr +3
Cr O-2
1º. Se iguala el número de átomos distinto al oxígeno.
2 7 ' 2 Cr +3
Cr O-2
2º. Se iguala el número de átomos de oxígeno, agregando moléculas de agua
en el lado con menor cantidad de átomos de oxígeno, en cantidad igual a la
diferencia.
2 7 ' 2 Cr +3 + 7 H2O
Cr O-2
TAREA 2
Página 59.
EJERCICIO 1
TAREA 3
Página 61.

48
3º. Los átomos de hidrógeno se igualan con iones hidrógeno, anotados en el
lado opuesto donde se anotaron las moléculas de agua, tantos como sean
necesarios. En esta etapa, la semirreacción está químicamente igualada.
2 7 ' 2 Cr +3 + 7 H2O
Cr O-2 + 14H+
4º. Para igualar eléctricamente, la semirreacción, se anota al lado del Ion
hidrógeno el número de electrones que sean necesarios.
2 7 ' 2 Cr +3 + 7 H2O
Cr O-2 + 14H+ +6e-
Ejemplo 2:
Igualar la semirreacción en ambiente alcalino:
ClO- ' ClO −
3
1º. Se iguala el número de átomos diferente al oxígeno.
ClO- ' ClO −
3
2º. Se agregan moléculas de agua en el lado con mayor cantidad de átomos de
oxígeno, en cantidad igual a la diferencia.
ClO- ' ClO −
3 + 2 H2O
3º. Los átomos de hidrógeno y oxígeno se igualan con iones hidroxilos, anotados
en el lado opuesto a las moléculas de agua. En esta etapa la semirreacción
está químicamente igualada.
ClO- + 4OH- ' ClO −
3 + 2 H2O
4º. Para igualar eléctricamente, la semirreacción, se anota al lado de las
moléculas de agua el número de electrones que sean necesarios.
ClO- + 4OH- ' ClO −
3 + 2 H2O + 4e
Balancea estas ecuaciones con el método de Ion – electrón
a) I - + NO2- I2 + NO (solución ácida)
b) Cl2 + IO3 IO4- + Cl- (solución básica)
La oxidación – reducción en los seres vivos
En biología molecular, los procesos redox tienen una gran importancia, ya que
están involucrados en la cadena de reacciones químicas de la fotosíntesis y de
la respiración (a nivel molecular), dos procesos fundamentales para la vida de
los organismos superiores.
La energía captada en la fotosíntesis y el poder reductor adquirido en el proceso,
hacen posible la reducción y la asimilación de los bioelementos necesarios,
como nitrógeno y azúfre, además de carbono, para formar materia viva.
EJERCICIO 2
TAREA 4
Página 63.

49
La radiación luminosa llega a la tierra en forma de pequeños paquetes,
conocidos como cuantos o fotones. Los seres fotosintéticos captan la luz
mediante diversos pigmentos fotosensibles, entre los que destacan por su
abundancia la clorofila, carotenos y xantofilas.
Al absorber los pigmentos la luz, electrones de sus moléculas adquieren niveles
energéticos superiores, cuando vuelven a su nivel inicial liberan la energía que
sirve para activar una reacción química: una molécula de pigmento se oxida al
perder un electrón que es recogido por otra sustancia, que se reduce. Así la
clorofila puede transformar la energía luminosa en energía química..
La oxidación-Reducción en la industria
La oxidación-Reducción es un proceso químico con infinidad de aplicaciones; en
la fotografía, las películas (rollos), contienen una sustancia química muy sensible:
El Bromuro de plata, el cual reacciona con la luz cuando se dispara la cámara.
La reacción es la siguiente:
+1 -1 0 0
AgBr Ag + Br
En esta reacción ocurre una transferencia de electrones en donde el Ión Bromuro
(-1) se oxida produciendo un electrón y el Ión plata (+1) los gana, ya que se
reduce.
El resultado es en el rollo fotográfico quedando oscuro donde le llegó más luz e
incoloro donde no llegó, a este se llama negativo
La reacción metálica: forma parte de obtener metales a partir de minerales.
– La mayoría de los metales se encuentran oxidados en forma de minerales
como óxidos, carbonatos, sulfatos, etc.
– Para obtener el metal del mineral donde se encuentra
es necesario pasarlo del estado oxidado a su forma metálica, es decir hay
que reducirlo.
Veamos el siguiente ejemplo del hierro; para extraerlo se utiliza la hematina, un
óxido Férrico (Fe2O3).
En el alto horno las reacciones son:
2C + O2 2CO
+3 -2 + 2-2 0 +4-2
Fe2O3 + CO 2Fe + CO2
Se observa cómo el hierro disminuye su estado de oxidación, es decir, se
reduce.
Para obtener otros metales como el plomo, sigue un proceso de reducción
similar al del hierro.
TAREA 5
Página 65.
TAREA 6
Página 67.

50
Obtención de un metal en el laboratorio
– Intégrate en equipos de trabajo y efectúa la siguiente actividad experimental.
A. Verter en un vaso de 100 ml. aproximadamente 60 ml. de nitrato de
plata, proporcionado por tu profesor.
B. Introduce una lamina de cobre de aproximadamente tres pulgadas de
longitud.
C. Deja que transcurran unos minutos y contesta las siguientes preguntas
Escribe la ecuación de la reacción.
Anota los números de oxidación a todos los elementos.
¿Qué metal se obtiene en la reacción?
¿Qué tiempo duró la reacción?
¿Qué elemento se oxidó?
¿Qué elemento se reduce?
¿A qué se debe el cambio en la coloración en la solución?
PILAS.
2.2.
Historia de las pilas de Luís Galvani (1737-1793) cuando realizaba experimentos
con ancas de ranas observó la existencia de electricidad animal y erróneamente
menciono que era movida por tejido muscular.
Posteriormente, Alejandro Volta descubrió que no fue electricidad animal la que
causó las contracciones de las ancas de rana, sino la reacción química entre el
barandal y el metal de gancho donde colocaban las ancas de rana.
En un experimento Volta colocó dos piezas circulares de plata y zinc, entre ellas
un trozo de tela humana con una disolución salina (electrolito), al tocar las dos
mitades con alambre se produce la corriente eléctrica y es así como se inicia la
pila eléctrica de volta.
Mas tarde en 1836, Juan Federico Daniell, Químico inglés, logró constituir una
pila humana, usada en la telegrafía, y en 1867, el francés G. Leclanche inventó la
pila seca. Utilizado hasta la fecha. En la actualidad, existe una gran variedad de
pilas y baterías con diferentes usos
A continuación conoceremos la estructura de la pila de Daniell y su
funcionamiento
EJERCICIO 3
Cuando una bobina de alambre de
cobre se introduce en una solución de
nitrato de plata, los iconos de plata
son reducidos por el metal cobre y se
depositan como plata metálica,
formando cristales.
La solución de nitrato de plata no tiene
color, los átomos de cobre que se
dicen que se han oxidado al ion cobre
(II), le dan color celeste a la solución.
TAREA 7
Página 69.

51
Observa el dibujo y contesta las siguientes preguntas con ayuda de tu profesor
http://omega.ilce.edu.mx:3000/sites/ciencia/volumen1/ciencia2/10/imgs/f37P67.g
if
¿Qué se produce en la pila?
¿De dónde se genera y hacia dónde se va la corriente de electrones?
¿Qué electrodos se usan?
¿Cuál es el cátodo?
¿Cuál es el ánodo?
¿Por qué ambos metales no pueden ser usados como ánodo?
Serie de actividad de los metales:
Para conocer qué metales pueden usarse como ánodo y cátodo es importante
conocer la facilidad para oxidarse
Facilidad de oxidación
Au, Pt, Hg, Ag, Cu, Pb, Ni, Fe, Cr, Zn, Mn, Al, Mg, Na, Ca, K Li

52
¡Ahora! A construir una pila en el laboratorio
Procedimiento:
1. En dos vasos de precipitado, coloca en cada uno soluciones de sulfato de
magnesio y sulfato de cobre II
2. Llena un pequeño tubo con una solución salina (NaCl), tapa los extremos
con algodón e introdúcelos en ambas soluciones
3. Introduce una tira de magnesio en la solución de MgSO4 y una lámina de
cobre en la solución de CuSO4
4. Conecta ambos electrodos con alambre que tengan pinzas de caimán y
sujeta los metales, únelas a un voltímetro
5. Experimenta conectando los cables a un pequeño reloj que utiliza una pila
de 1.5 Volts
Contesta las siguientes preguntas y elabora un reporte según te lo indique tu
profesor.
¿En qué electrodo se da la oxidación?
¿En qué electrodo ocurre la reducción?
¿Desde qué metal y hacia donde circula la electricidad?
Escribe la reacción que ocurre en el magnesio
Escribe la reacción que ocurre en el cobre
¿Qué voltaje produce el experimento?
Pilas secas o pila de leclanche:
Las pilas secas son dispositivos utilizados para generar electricidad por un
proceso REDOX, mediante las sustancias químicas colocadas en su interior.
Las pilas secas tienen una mezcla de sustancias alrededor de un electrodo de
carbono, cuando las sustancias se agotan, la pila ya no es útil. Es importante no
arrojarlas a la basura para no contaminar el medio ambiente. Las más
contaminantes son las de Mercurio.
Las reacciones que ocurren en una pila seca son:
2MnO2+2NH4
+1 + (+2e) Mn2O3 + 2NH3 + H2O
Cátodo (Oxidación).
Zn0 Zn+2+2e-Ánodo
(reducción)
Los elementos que conforman a una pila seca común son: una pasta húmeda
de MnO2, NH4Cl y ZnCl2 lo envuelven en un recipiente de zinc que es el ánodo. El
cátodo es un cilindro de carbón, el cual no interviene directamente en la
reacción, sirve como superficie para que la reacción de reducciones se efectúe.
Las baterías alcalinas contienen KOH en lugar de NH4Cl y esta sustancia
proporciona voltaje en más tiempo.
EJERCICIO 4

53
Pila de autos o acumulador.
http://html.rincondelvago.com/files/8/4/2/000368424.png
Es una pila recargable compuesta por seis o más celdas que están conectadas
en serie, cada una produce 2 Volts de potencial por lo cual da un voltaje total de
12v.
El cátodo (-) es de PbO2 Inmerso en malla metálica y el ánodo es de plomo (+),
la solución electrolítica el H2SO4 al 38% en masa.
Las semireacciones son las siguientes:
PbO2 + 4H(ac)
+ SO4
-2
(ac)
+6 2e- PbSO2 + 2H20(l)
Cátodo (reducción)
Pb(s)
+ SO4
-2
(ac)
-2e- PbSO4(S)
Ánodo (Oxidación)
El acumulador se descarga al encender el motor, es el momento en que
funciona como una pila, y este se recarga cuando el motor está encendido, ahí
es cuando funciona como celda electrolítica.
Recarga del acumulador.
+2
PbSO4
+ 2e Pb0 + SO4
-2 (Reducción) Cátodo
+2 +4 -2
PbSO4 + 2H2O – 2 e- PbO2 + SO4 + 4H + (Oxidación) Ánodo.

54
ELECTRÓLISIS.
2.3.
La electrólisis es el proceso en donde la corriente eléctrica produce un cambio
químico y el dispositivo donde ocurre se llama celda electrolítica.
La celda electrolítica consta de dos electrodos conectados a una fuente de
corriente directa que puede ser una pila o batería, en donde los electrodos
quedan inmersos a en un electrolito.
La pila actúa como un generador de electrones que los mueve de un electrodo a
otro. El ánodo pierde electrones y queda con carga positiva, estos se los envía al
cátodo que al recibirlos queda con carga negativa.
Observa la siguiente celda electrolítica:
CATODO
ANODO
Solución de AgNO3
http://ricardi.webcindario.com/img/elis1.jpg
- Notarás que el material del ánodo es de la
misma naturaleza que el catión (+) del electrolito.
Esta semejanza permite que durante la electrolisis el material del ánodo no sólo
transfiera e- a la pila sino también participe en el proceso de oxidación.

55
Al pasar la corriente eléctrica ocurren dos reacciones:
Ánodo: Ag0 - e- Ag+
(Oxidación).
Cátodo: Ag + e- Ag0
(Reduccion).
Procesos electrolíticos importantes.
Las celdas electrostáticas son utilizadas para recubrir un objeto con un metal;
por medio del proceso de electrodeposición es posible recubrir un objeto con
oro, plata, cromo, etc.
Electro deposición:
Para efectuar este proceso se requiere:
- Un trozo de un metal para recubrir (ánodo).
- El objeto que se desea cubrir (cátodo), si es mal conductor se recubre con
grafito para que conduzca la electricidad.
- Un electrolito que contenga el Ion del metal utilizado para recubrir.
- Una pila o batería.
La electro deposición de utiliza para bañar de oro o plata piezas de cobre o
estaño, mejorando con ello su aspecto y duración.
Galvanizado:
Para proteger láminas de acero u otros objetos de la corrosión, se recubren por
electrodeposición con una capa de zinc.
Anodizado:
Es el proceso que permite proteger la superficie del metal aluminio, oxidándolo.
El óxido del aluminio no se desprende y lo protegen para oxidaciones interiores
la mayoría de los utensilios de aluminio están anodizados.
Corrosión:
Si la corrosión es la oxidación de un metal, entonces el oxígeno es un agente
corrosivo muy importante.
En el caso del hierro es necesario ácido para convertirlo en herrumbre (Fe2 O3).
La corrosión es un problema serio. En grandes ciudades se observa fácilmente
la corrosión en las construcciones, automóviles, láminas descubiertas, partes
metálicas de herrería sin pintar. etc.
La corrosión en un medio acuoso y es más fácil que ocurra en algunos metales
que en otros. Cuando un metal se oxida fácilmente como el magnesio o zinc,
esto ocurre porque los metales mencionados tienden a ceder iones a la solución
con más facilidad.
Protección catódica:

56
¡Ojo! Recuerda que
debes resolver la
autoevaluación y los
ejercicios de
reforzamiento; esto te
ayudará a enriquecer
los temas vistos en
clase.
Algunas medidas tendientes a evitar la corrosión en los metales que tú conoces
son:
- Aplicación de pintura esmaltada o de aceite.
- Revestimiento exterior con otro metal difícil de oxidar.
- La protección catódica, la cual consiste en unir al metal que se desea
proteger un trozo de otro metal más fácil de oxidar. (Esto cuando el metal
esta bajo tierra).
- En estructuras de subterráneo se utiliza en el magnesio, ya que es más fácil
de oxidar.

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