in s t it u t o p o l it e c n ic o n a c io n a l

I N S T I T U T O P O L I T E C N I C O N A C I O N A L

E S C U E L A S U P E R I O R D E I N G E N I E R I A Q U I M I C A E

I N D U S T R I A S E X T R A C T I V A S

D i s e ñ o y E l a b o r a c i ó n d e u n M a n u a l d e D e m o s t r a c i o n e s C o m o R e c u r s o d e D i v u l g a c i ó n d e la Q u í m i c a e n el C E D I C y T U n i d a d T e z o z ó m o c d e l IPN.

Q U E P A R A O B T E N E R E L T Í T U L O D E I N G E N I E R O Q U Í M I C O I N D U S T R I A L

P R E S E N T A :

E R É M D I R A C O R A L Z A R A G O Z A

DIRECTOR DE TESIS:

ING. LILIA M . P A L A C I O S L A Z C A N O

T E S I S

M E X I C O D.F

^\DOS £


ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS

S E C R E T A R IA

educación publica D E P A R T A M E N T O DE PRÁCTICAS, VISITAS Y TITULACIÓN

T-126-06

México, D F., a 24 de noviembre del 2006

A ¡a C. Pasante: Boleta-ERÉNDIRA CORAL ZARAGOZA 98090037Floresta No. 36 Colonia Santiago Ahuizotla Azcapotzalco México, D F C.P. 02750

Mediante el presente se hace de su conocimiento que este Departamento acepta que la C In g .

L il ia M e r c e d e s P a l a c i o s L a z c a n o , sea orientadora en el Tema que propone usted desarrollar como prueba escrita en la opción; Tesis Individual, con el título y contenido siguientes

“ D i s e ñ o y e l a b o r a c ió n d e u n m a n u a l d e d e m o s t r a c io n e s c o m o r e c u r s o d e d iv u l g a c ió n d e la

Q u í m ic a e n e l C E D I C y T U n id a d T e z o z o m o c d e l I P N ”

ResumenIntroducción.

I.- Ácidos, bases de pH.II.- Reacciones de óxido-reducción.III - ElectroquímicaIV - Compuestos complejos.V.- Polímeros.VI.- Y se hizo la luz

Conclusiones.Bibliografía.

Se concede un plazo máximo de un año, a partir de esta fecha, para presentarlo a revisión por el Jurado asignado.

Carrera: Generación:IQI 2000-2004

Ing. María Wtfesús López Torres Presidente de Academia Ing. Lilia MetegBtáa acios Lazcano

ProfesórDírector uQrientador Ced.Prof 524517

M en C Blanca Zamora Celis Jefa del Depto de Prácticas M. en C J Salvador Meza Espinoza

' Subdirector Académico

c. c p - Control Escolar.

¡»E®5|

S E C R E T A R IAD E

E D U C A C IO N P U B L IC A


ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS

D E P A R T A M E N T O D E P R Á C T I C A S , VISITAS Y T I T U L A C I Ó N

T-126-06México, D. F„ a 05 de diciembre del 2006.

Boleta: Carrera: Generación:C. ERENDIRA CORAL ZARAGOZA 98090037 IQI 2000-2004

Presente.

Los suscritos tenemos el agrado de informar a Usted, que habiendo procedido a revisar el borrador de ia modalidad de titulación correspondiente, denominado:

“Diseño y elaboración de un manual de demostraciones como recurso de divulgación de la Química en ei CEDICyT Unidad Tezozomoc de l IPN”

encontramos que el citado trabajo de Tesis Individua!, reúne los requisitos para autorizar el Examen Profesional y PROCEDER A SU IMPRESIÓN según el caso, debiendo tomar en consideración las indicaciones y correcciones que al respecto se le hicieron.

Atentamente

JURADO

Ing. Sandrafi? mrales Garda Vocal

Ing. Lilia M. Palacios Lazcano Secretario

c .c .p .- E x p ed ien te

A G R A D E C I M I E N T O S

Al In s t it u t o P o l it é c n ic o N a c io n a l

porque ha sido fundamental en mi formación profesional y humana.

A mi familia, que m e apoyó en todo momento; especialmente a ti m a m á por tu amor, confianza y motivación.

A todo el personal del C E D I C y T

Tezozomoc. que hizo posible la realización de este proyecto.

A la Ing. Lilia Palacios Lazcano, por su apoyo y entusiasmo por la docencia.

A los sinodales Ing. Sandra Morales e Ing. Manuel Colín, por sus comentarios que dieron forma a este trabajo.

Al Dr. José Luis Córdova, Dr. Helio Flores, Ing. Saúl Cardoso. Ing. Jesús Torres, Ing. José Clemente Reza y Q.A. Adela Hernández por su valiosa ayuda., interés y comentarios.

A todos mis amigos, que me motivaron en el transcurso de este sueño, especialmente a Horacio, Uresty. Alfredo, Beto, David, Alberto, Sergio, Gaby, Lupita, Esmeralda, Paty y Lety.

A Tim, porque dio alegría a mi vida durante su camino por este mundo.

A Arturo Rodríguez C. por su invaluable colaboración durante todas las etapas de este trabajo.

Í N D I C E

RESUMEN 1INTRODUCCIÓN 2

CAPÍTULO IÁCIDOS, BASES Y pH 5

1 0 Fundamentación teórica 51 1 Indicador natural de pH 1412 Un pequeño cohete 2613 La fenolftaleína, otro indicador 301 4 Aliento decolorante 3415 La franela indicadora 371 6 Vaso decolorante 39

CAPÍTULO IIREACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN 41

2 0 Fundamentación teórica 4121 Gel combustible 442 2 Deshidratación de azúcar l 462 3 Deshidratación de azúcar II 502 4 Varita mágica 532 5 Explosión de polvo de licopodio 552 6 Combustión de permanganato y glicerina 572 7 Una reacción redox con vitamina C 602 8 De negro a incoloro 652 9 Catalasa para la espuma 682 10 La botella azul 71

CAPÍTULO IIICOMPUESTOS COMPLEJOS 74

3 0 Fundamentación teórica 7431 Tinta invisible 76

CAPÍTULO IVELECTROQUÍMICA 79

4 0 Fundamentación teórica 7941 Fabricando una pila 84

CAPÍTULO VPOLÍMEROS 89

5 0 Fundamentación teórica 895 1 El recipiente que desaparece 915 2 Fabricando moco 94

CAPÍTULO VIJABÓN Y DETERGENTE 97

6 0 Fundamentación teórica 976 1 Jugando con pompas de jabón 100

CAPÍTULO VIILUMINISCENCIA 104

7 0 Fundamentación teórica 10471 Guimiolumimscencia 1077 2 Triboluminiscencia 109

CONCLUSIONES 111REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 112

A N E X O 116

R E S U M E N

El presente trabajo se desarrolló en las instalaciones del Centro de Difusión de Ciencia y Tecnología (CEDICyT), unidad Tezozomoc, con el propósito de cubrir la falta de un recurso de divulgación de química.

El trabajo consta de 23 demostraciones de fenómenos químicos, clasificadas en siete temas: ácidos, bases y pH; reacciones de óxido-reducción, electroquímica; compuestos complejos; polímeros; jabón y detergente; y luminiscencia.

En la investigación, selección y adaptación de las demostraciones, necesarios para el diseño y la elaboración de un manual, se tomó en cuenta: el impacto que pueda tener en el público, el uso de sustancias y materiales que representen un riesgo mínimo para el demostrador, el espectador y las instalaciones, el manejo de sustancias biodegradables y de cantidades más pequeñas comparadas con las registradas en la bibliografía, como parte de la formación de una conciencia ecológica. Asimismo, en algunos casos se consideró el empleo de sustancias y materiales al alcance de cualquier persona o que puedan ser sustituidos por éstos, con el propósito de que el público pueda repetirlas.

Cada demostración se sustentó científicamente, de acuerdo a los principios en los que se basa, para lo cual, al inicio de cada capítulo se incluyó la explicación de conceptos y fundamentos generales sobre el tipo de reacciones y fenómenos relacionados con el tema central del mismo. Posteriormente, la explicación se particulariza en las propiedades y reacciones que tienen lugar en cada demostración; poniendo especial interés en lo que respecta a la teoría del color, así como a la absorción y emisión de energía, ya que estos temas son fundamentales para la comprensión de varios fenómenos involucrados en gran parte de las demostraciones. Además, con la intención de que el demostrador y el público observen la interconexión entre su entorno y la química, se integró información sobre procesos industriales, alimenticios, biológicos, ambientales, etc., relacionados con las sustancias y/o reacciones presentes en las demostraciones.

Por otro lado, se agregó una sección con los materiales, sustancias, procedimiento y precauciones de cada demostración, la cuál viene complementada con sugerencias y forma de disposición de residuos en una presentación en Power Point (detallada con fotografías del procedimiento y los efectos) contenida en el disco compacto del anexo.

1

I N T R O D U C C I Ó N [ 1 0 ,1 1 , 1 5 , 2 1 ,2 5 ,3 3 ,5 3 ,5 6 , 5 8 ]

El asunto de la transformación de la materia es algo que ha asombrado al ser humano desde la prehistoria, simplemente si se imagina la impresión de éste al descubrir el fuego, el cual fue aprovechado para calentarse, protegerse de animales y en la preparación de alimentos como la carne, es entonces como surge la cocina y otras artes prácticas como la alfarería, la cerámica, la fabricación de vidrio, etc., que se pueden observar desde las culturas antiguas como Egipto, hasta el acontecer contemporáneo. Por otro lado, los metales tienen un apartado especial en la historia y fueron la motivación principal de los alquimistas griegos, árabes, etc., quienes se situaban en una constante búsqueda de la transmutación de los metales en oro (piedra filosofal) y en el incesante deseo de alargar la vida.

El diseño de equipos y aparatos, así como el descubrimiento de elementos y obtención de compuestos, legado de la alquimia, dejó el campo fértil para el desarrollo de la química, sin embargo, las pobres bases teóricas que la fundamentaban fueron un obstáculo de gran peso en el florecimiento de la química como ciencia.

Es importante resaltar que los filósofos griegos fueron los primeros en cuestionar la constitución de la materia, pues Demócrito ya concebía que la materia estaba formada de partículas denominas átomos (indivisibles), sin embargo su teoría fue opacada por la de Aristóteles sobre la relación de los cuatro elementos y sus cualidades elementales, la cual fue adoptada y modificada, pero en esencia, estuvo presente por mucho tiempo. Fue hasta principios del siglo XIX que Dalton reestructura la teoría atómica que es complementada por Gay-Lussac y posteriormente reformada por Avogadro en un modelo que igualmente fue inadvertido, por más de 50 años.

Por otra parte, antes de Avogadro otros personajes contribuyeron a la formación de la química como ciencia, tal es el caso de Boyle (1627-1691), quien se caracterizó por mostrar un gran interés en la experimentación y en la definición de los elementos. Igualmente, los avances tecnológicos del siglo XVIII dieron a la química un carácter cuantitativo y en este contexto sobresalen otros personajes como Joseph Black (1728- 1799), Cavendish (1731-1810), Cari Scheele (1742-1786), Priestley (1733-1804) y fundamentalmente Lavoiser (1743-1794), quien hizo una síntesis conceptual de esta ciencia y dio importancia al lenguaje de la misma, posteriormente Berzelius (1779-1848) elaboraría una nomenclatura que conservamos en la actualidad.

Después de la formulación de la teoría atómica de Dalton, la investigación estuvo ligada principalmente, por una parte a la determinación de pesos atómicos y al estudio de las propiedades que guardan los elementos entre sí, culminando con la elaboración de la ley periódica de Mendeleief. Por otro lado, el surgimiento del concepto de valencia ayudó, empíricamente, a comprender y predecir el comportamiento de diferentes sistemas químicos.[17]

En 1819 se considera a los átomos como dipolos, comienza el desarrollo de la química orgánica, para 1897 Thomson propone la existencia del electrón; en ese mismo

2

IN T R O D U C C IÓ N

siglo se origina la fisicoquímica y se descubre la radiactividad. A principios del pasado siglo se encontró el protón y el neutrón, se formula la teoría cuántica, se funda la bioquímica; a finales del mismo se inician los estudios sobre nuevos materiales, se enfatiza en el empleo de procesos químicos que no interfieran con el equilibrio del planeta, etc Todo ello muestra un campo abundante para el estudio y desarrollo de la química y ciencias afines

Así en este siglo se disfrutan los beneficios que ofrecen los medicamentos, las pinturas, los cosméticos, alimentos, combustibles, etc., derivados indirecta o directamente de un proceso químico, pero también se perciben los efectos negativos que ha traído el descuido en la aplicación de los procesos y productos químicos sobre el ambiente, así como el uso de armas originadas de los mismos. Sin embargo ¿se conoce cómo se originan esos problemas? ¿De qué están constituidos los productos que se utilizan comúnmente o cómo actúan? ¿Porqué una misma sustancia puede ser en ciertas condiciones, contaminante, pero en otras indispensable para la vida en el planeta? ¿De qué sustancias están integrados los seres vivos y cómo interactúan éstas en su organismo? ¿ C ó m o se puede evitar la contaminación, algunas enfermedades o accidentes?

Es así como se observa que, el estudio de la química es de gran importancia, no sólo para los interesados en estudiar una carrera relacionada con ésta, sino para la población en general, pues ella percibe los efectos de la misma, por lo que el conocimiento de esta ciencia contribuirá a la formación de ciudadanos capaces de tomar decisiones, así como a eliminar la enajenación en el uso de la tecnología, pues los avances agigantados de la misma cada vez se manifiestan en menos conocimiento y control por parte de la población, empleándola automáticamente sin pensar un poco sobre su composición y consecuencias

En México, en comparación de otros países, el desarrollo de la ciencia así como la divulgación de la misma ha sido lento, además, desafortunadamente cada día existe más dependencia de la tecnología extranjera y por encima de ello se observa un menor interés en su estudio. Hablando particularmente de la química, a pesar de que existen avances y se hacen investigaciones se observa que la matrícula de ésta junto con la de sus áreas relacionadas disminuye cada vez m á s 1 y en las mismas carreras existe aún poca motivación hacia su estudio. Esto se debe en parte a la imagen que se le ha dado, de una ciencia “difícil”, en la que se deben memorizar conceptos, leyes, etc., utilización de ejemplos y problemas carentes de relación con el entorno del alumno, poca importancia en el conocimiento de la historia de la química, falta de discusión de los principios y de empleo de la etimología de los términos como recursos didácticos, profesores poco preparados y poco motivados, falta de textos didácticos, etc.

Aunque en los últimos años se han realizado de loables esfuerzos por parte de varios maestros, investigadores y divulgadores, la educación y divulgación de esta ciencia son materias que requieren de más apoyo. Así es como el presente trabajo

1 Estudios estadísticos hechos por el Colegio Nacional de Ingenieros Químicos y Químicos ( C ON 1Q Q) , muestran que el porcentaje de la matricula total de las carreras del área química con respecto al total nacional disminuyó, de 7 % en 1982. a 1 8 % en 1997 [361

U, £ m í í , a C o ai o z a 3

I N T R O D U C C IO '

nace de la necesidad de un recurso de divulgación de ¡a química en el CEDICy~, unidad Tezozomoc del Instituto Politécnico Nacional que pretende mediante un manual detallado de demostraciones sustentadas científicamente, motivar directamente a los demostradores (alumnos de nivel medio superior a superior) e indirectamente al público y a su entorno familiar y social, al estudio y comprensión de la química mediante demostraciones de diversos fenómenos de una forma divertida, atractiva2 y hasta cierto punto casera, en un contexto de seguridad y protección al ambiente.

: Activando el conocimiento organolépticamente

I . Á C I D O S , B A S E S Y p H

1 . 0 . F U N D A M E N T A C I Ó N T E Ó R I C A

A continuación se explican los conceptos de ácido, base, pH, etc., así como diversos principios que apoyan la comprensión de los fenómenos involucrados principalmente en las demostraciones de éste capítulo, pero que pueden requerirse en posteriores capítulos.

Á C I D O S Y B A S E S

Posiblemente el lector está familiarizado con estas sustancias, como por ejemplo el ácido acético, que se encuentra en el vinagre, el ácido clorhídrico presente en el estómago, o las bases, como el caso de la sosa cáustica o hidróxido de sodio y el hidróxido de magnesio contenido en la llamada leche de magnesia. Por ello comenzaremos hablando de estos compuestos.

Desde hace más de 300 años, los ácidos, de! latín acidus (agrio), se clasificaban como sustancias que se comportaban como el vinagre; y a las que tenían las propiedades de las cenizas, como bases o álcalis, del árabe a l kah (cenizas). Por otro lado, como consecuencia de su espíritu experimentador, el irlandés Robert Boyle, clasificó muchas sustancias en ácidos y bases, identificando a las últimas, mediante la propiedad de ser aceitosas al tacto y a los ácidos por la efervescencia que producían con los metales, ambos al ser combinados se neutralizaban dando lugar a una sustancia salada.

El francés Antoine Lavosier a finales del siglo XVIII fue uno de los primeros en hacer una interpretación teórica del comportamiento de los ácidos, él creía que los ácidos contenían oxígeno, del griego oxys (ácido, amargo) y genes (nacimiento); después se dio cuenta que el ácido clorhídrico (HCI) no contenía oxígeno, como lo declaró el químico inglés Humphry Davy en 1815. Sin embargo, no basta que un compuesto contenga hidrógeno para ser ácido, como lo demostraría en 1838 el químico alemán Justus Liebig, quien declaró que es necesario que el hidrógeno pueda ser remplazado por un metal; definición que duró 50 años. En cuanto a las bases, en tiempos de Liebig no se tenían nociones teóricas de éstas, ya que se definían solamente como sustancias que neutralizaban a los ácidos

Durante el siglo XIX se investigó la conductividad eléctrica de soluciones acuosas de ácidos, bases y sales, en este marco el químico sueco Svante Arrhenius en 1880 propone su teoría de ionización para explicar el flujo de cargas Así el ácido lo define como cualquier sustancia que al ionizarse en agua produce iones H + y las bases como compuestos que en las mismas condiciones producen iones OH'.

La teoría de Arrhenius estuvo vigente durante 35 años pero a pesar de ello tenía inconsistencias, ya que se limitaba a soluciones acuosas y en el caso de las bases se observó que no todas las bases producen iones OH'. Para 1923 Johannes Bronsted y

5

CAPÍTULO 1 Á C ID O S , BASES Y p H

Thomas Lowry propusieron independientemente un conjunto de definiciones de ácidos y bases, el cuál señala que los ácidos ceden iones H + y que las bases son las aceptoras de dichos iones. Por ejemplo para el modelo del HCI, éste no se disocia en agua para formar iones H + y CP ; en vez de ello transfiere el ion H + del HCI a una molécula de agua para formar el ión hidronio H 30 +

HCI(ac) + H20(|) ►HsO^ac) +CI (ac)

El protón H + es muy pequeño en comparación con el átomo m á s pequeño (hidrógeno) lo que hace que su carga se distribuya en un espacio tan pequeño que es atraído hacia cualquier fuente de carga negativa de la solución, por lo que se enlaza fácilmente al átomo electronegativo de oxígeno de la molécula de agua.3

El químico estadounidense Gilbert N. Lewis. en 1923 propuso un concepto más general, la teoría electrónica, que tuvo poca aceptación hasta 1938. Lewis define a una base como una especie que contiene un átomo capaz de donar un par de electrones para formar un enlace covalente con otra sustancia que los acepta llamado ácido. Así esta teoría cubre también las reacciones que involucran sustancias que no contienen hidrógeno, pero presentan un comportamiento característico de ácidos

A U TO IO N IZAC IÓ N D EL AGUA

El agua pura es mala conductora de la electricidad, lo que se puede comprobar en la demostración 4.1. Sin embargo, a continuación se ve la causa de éste fenómeno.

A 25°C, la densidad del agua es de 0.9971 g/mL. Además, la concentración del agua pura es de 55.35 mol/L, esto es:

= 55 35 mol H 20/L0.9971 g H 20 ( lOOOmL^j 1 mol H 20 x1 m L l 1L J[l8.Q15gH2oJ

La conductividad eléctrica del agua pura a la misma temperatura señala que tanto la concentración de los iones H 30+, como la de los iones OH', es tan sólo de 1x10'' mol/L. Por lo tanto, la relación de la concentración de los iones H 30 + (y también de OH') entre la concentración de las moléculas neutras de H 2O es de 1 8x10'9

1x10'7 mol/L d e H 30 " ó 0 H 93 =1.8x1055.35 mol/L 1000,000,000

Por lo anterior, sólo se disocian unas 2 moléculas de agua por cada mil millones de ellas y forman iones a temperatura ambiente, lo que explica su mala conductividad eléctrica.

3 Sin embargo, aún este modelo no es del todo real. >a que según estudios cada ión H se enlaza con 4 moléculas \ec111as de agua, es decir H ( H 20 ) 4 ó H q O A pero para fines prácticos se puede representar esta sustancia c o m o el ion H 3O j

6

CAPÍTULO I A C ID OS, BASES Y o h

CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE D ISOCIACIÓN DEL AGUA

El agua se disocia y forma los iones H 3CT y OH', pero a su vez, una parte de estos iones se une para formar 2 moléculas de agua, lo que se simboliza con *5. esto sucede hasta que llega el equilibrio.

2 H 20 (I) 15 H 30 + (ac) + OH'(ac)

El equilibrio ocurre cuando la velocidad con la que las moléculas de agua reaccionan y forman iones H 30 + y OH' es igual a la velocidad con la que se combinan los iones para formar un par de moléculas neutras de agua y por lo tanto no hay cambio aparente en las concentraciones de las sustancias involucradas. El grado al que se disocia el agua para formar iones se puede describir con la siguiente ecuación de constante de equilibrio:

_ [H30 +][0H-j[H20]2

Donde [H30 +] es la concentración de iones H 30 \ [OH ] la de iones OH" y [H2O] la de moléculas de agua, todas en unidades de molaridad.

La molaridad, representada con la letra M se define como:

.. moles de solutoM = ----------------litros de solución

Debido a que la concentración de iones H 30 + y OH' (1x10'7 mol/L) es muy pequeña en comparación con la de las moléculas de H 2O (55.35 mol/L), éste último valor prácticamente permanece constante cuando se disocia y forma iones, por lo que la ecuación de la constante de equilibrio se puede escribir como:

Kc x [H20]2 = [H30 +] [OH ]

De esta forma del lado izquierdo de la igualdad existen dos constantes y del derecho hay dos variables, por tanto se puede sustituir el término del lado izquierdo con una constante, llamada constante de equilibrio de disociación del agua, Kw .

Kw = [H30 +] [OH']

C o m o las concentraciones de H 30 + y OH' en agua pura a 25°C son 1.0x10'7 mol/L, el valor de K w a esa temperatura es de 1x10 ' 1 4

Kw = [1.0x10'7] [1.0x10'7] = 1.0x10"14

E révu ti ra C ora l Z L a r a q o z a 7

CAPÍTULO 1 A C ID O S , BASES Y p H

E L P O T E N C I A L D E H I D R Ó G E N O ( p H )

Las concentraciones de iones H 30 + y OH' en soluciones acuosas que se emplean en el laboratorio, normalmente son desde 0.1 mol/L, hasta las pequeñísimas de 1x10'14 (0.00000000000001) mol/L. Lo que hace un siglo representaba cierta dificultad en su manejo, hasta que el bioquímico danés S 0renson en 1909, sugirió el uso de logaritmos para simplificar el intervalo de concentraciones de H 30 + y OH", en una escala más cómoda.

El logaritmo de un número es la potencia a la que se debe elevar una base para obtener ese número. Así por ejemplo, el logaritmo de base 10 de 0.01 es -2.

10"2 = 0.01 por lo que log 0.01 = -2

C o m o las concentraciones de los iones H 30 + y OH" en soluciones acuosas suelen ser menores que 1 mol/L, sus logaritmos son números negativos; fue el mismo S 0renson quien propuso cambiar el signo al logaritmo después del cálculo, para facilitar ei uso. Por lo anterior el P H se define como el negativo del logaritmo de la concentración de iones H 30 +

pH « -log[H30 +]

Sin embargo, esta ecuación es sólo válida para soluciones muy diluidas de ácido en agua.

De igual forma, el p O H es una aproximación del logaritmo negativo de la concentración de iones OH"

p O H « -log [OH ]

Si se agrega un ácido al agua aumenta la concentración de H 30 + y disminuye la de OH', pero al adicionar una base sucede lo contrario; no obstante, independientemente de lo que se le añada al agua, el producto de las concentraciones de esos iones en el equilibrio siempre es igual a Kw, 1x10"14 a 25°C.

[H30 +] [OH'] = Kw = 1x10'14

Al aplicar logaritmos en ambos lados y de acuerdo con las definiciones de pH y p O H se tiene que:

pH + p O H = 14

Así, en la tabla 1.1 se puede observar la escala de pH y pOH.

CAPÍTULO 1 Á C ID OS, BASES Y p H

[ H 3 O l ( m o l / L ) P o t e n c ia p H p O H

1 1 0 u 0 14M u y á c id o0 . 1 1 0 ' 1 1 13

0 . 0 1 1 0 _i 2 1 20 . 0 0 1 1 0 '¿ 3 1 1

M o d e r a d a m e n t e

á c id o

¡ 0 . 0 0 0 1 1 0 - 4 4 1 00 . 0 0 0 0 1 1 0 ~b 5 90 . 0 0 0 0 0 1 1 0 ' 6 6

L 8

0 . 0 0 0 0 0 0 1 1 0 ‘7 7 7 N e u t r o

0 . 0 0 0 0 0 0 0 1 1 0 'tí 8 6M o d e r a d a m e n t e

b á s i c o

0 . 0 0 0 0 0 0 0 0 1 1 0 S 9 50 . 0 0 0 0 0 0 0 0 0 1 1 0 _1° 1 0 40 . 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 1 1 0 ' 11 1 1 30 . 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 1 1 0 '1¿ 1 2 2

M u y b á s i c o0 . 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 1 1 0 13 13 10 . 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0 1 1 0 - 14 14 0

En la siguiente sección se podrá observar las diferencias existentes entre ios ácidos, bases y sales empleadas en la primera demostración.

FUERZA D E Á C ID O S Y BASES

Los valores de pH encontrados en muestras de jugo de limón y de vinagre141 son muy parecidos: 2.2 y 2.5. A pesar de ello, si calculamos la concentración de H 30 + y de OH', se observa que la muestra de jugo de limón es doblemente ácida que la del vinagre.

Jugo de limón:

pH = 2.2 * -log[H30 +]■2.2 _[H3O V 10'¿ -6x10'J M

Vinagre:

pH = 2.5 * -log[H30 +] [H30 +]* 1 0 ' 2 5 = 3 x 1 0 ' 3 M

p O H = 11.8 « -log[OH'] [OH'] » 10'11 8 = 2x10'12 M

p O H = 11.5 « -log[OH'] [OH'] « 10'11 5 = 3x10'12 M

Por su parte, el ácido muriático es una solución de HCI con concentración 6 M (6 moles de HCI por litro de solución), el cuál se emplea en la limpieza de ladrillos y en el control del pH de albercas. El vinagre es igualmente una solución, pero de un ácido denominado ácido acético (CH3COOH), cuya concentración es de aproximadamente 1 M. Sin embargo a pesar de que ambos son ácidos existen diferencias entre ellos.

El ácido clorhídrico por ejemplo, es un ácido fuerte, pues en una solución acuosa como la del ácido muriático, reaccionan casi todas las moléculas de HCI (99.996%) transfiriendo el ion H + al agua, formando así los iones H 30 + y CI'. Con lo que sólo el0.004% de las moléculas del HCI, no transfiere el ion H +, para formar iones, es decir, 1

B r é ^ d i r a C o ra l t a r a g o z a

CAPÍTULO I Á C ID O S, BASES Y p H

de cada 30,000 moléculas no se disocia, por tanto se trata de un ácido realmente fuerte.

HCI(ac) + H20(|) —+H30 +(aC) + Cl ac)

El ácido acético, por el contrario, es un ácido débil, pues transfiere difícilmente los iones H +, para formar los iones C H 3CO O ~ y H 30 + En una solución como el vinagre,reacciona menos del 0.4% de las moléculas de ácido acético para producir los iones, osea, más del 99.6% de éstas moléculas no sufren cambio alguno.

O OII II -

H 3C C H 2O ([) — H3C_C~0(ac) + H30(ac)

Para saber qué tan fuerte es un ácido, se emplea una medida denominada constante de equilibrio de disociación de ácido, K a, que nos habla del grado de disociación de un ácido en agua, para formar iones H 30 +.

Si un ácido sigue el siguiente modelo de reacción:

HA(ac) + H 20 (|) H 30 +(ac) + A'(ac)

Entonces, la constante de equilibrio de la reacción esta dada por:

[H30 +][A]Kc [HA][H20]

C o m o la mayor parte de las concentraciones de ácido están muy diluidas, se puede decir que la concentración de H 2O en el equilibrio es casi igual a la inicial (antes de agregar el ácido), por lo que la expresión anterior queda como:

[H20 ] K c = [h 3o +][a -[HA]

Siendo a este producto al que se considera como constante de equilibrio de disociación de equilibrio de ácido, Kg.

K _ [H3Q +][A~][HA]

En una solución de un ácido fuerte, como el HCI, el ácido, como se observó, está completamente ionizado, por tanto el valor de [HA] tiene un valor cercano a cero, dado que un número dividido entre 0, tiende al infinito, el valor de Kg será una cantidad muy grande, lo que se puede corroborar, ya que el valor de Kg para el HCI es de aproximadamente 1x106.

B rén dL ra C o ra l Z a r a g o z a 10


Ahora en una solución de un ácido débil, como el ácido acético, el valor de [HA] es muy grande, pues casi nada se ioniza, lo que quiere decir que en una fiesta, mientras mayor sea el número de invitados [HA], la cantidad de pastel que le toque a uno, será más pequeña Ka, cosa que también se puede demostrar, organizando una fiesta, o bien consultando el valor de Ka del acido acético, que es de aproximadamente 1.8x10'5.

Por lo tanto, se puede diferenciar los ácidos fuertes y débiles, por medio de su Ka,pues:

En los ácidos fuertes: K a>1 En los ácidos débiles: K a« 1

De forma análoga tenemos que para una base.

B(ac) + H20(|) í=fBH (ac) + OH'(ac)

Cuya constante de equilibrio se denomina constante de equilibrio de ionización de base, Kb.

_ [BH+] [OH~j

Así una base fuerte se define como un ión o molécula que se ioniza totalmente en agua, formando iones OH". Un ejemplo muy conocido es el de la sosa cáustica o hidróxido de sodio NaOH.

N a O H (s) p ^ N a V ) + o l - ( 4

Ahora, se tiene que la Kb del amoniaco es de 1.8x10'5, por lo que se trata de una base débil.

N H 3 (ac) + H 2O ® N H 4 (ac) + OH'(ac)

Si se observa la anterior reacción y se compara con la del ácido acético:

O OII II - +

H 3C - C - O H (ac)+ H 20 (l) H 3C-C-0(aC)+ H 30(aC)

En la primera, el agua actúa como ácido, pues cede un protón al amoníaco, el cual dona un par de electrones para formar un enlace. Sin embargo en la segunda reacción, el agua se comporta como una base, ya que gana un protón, proporcionando un par de electrones para la formación de un enlace. Por lo anterior, cualquier sustancia que, como ei caso del agua, actúe c o m o ácido bajo ciertas condiciones y c o m o base bajo otras, se dice que es una sustancia anfótera.

Los ácidos examinados anteriormente se denominan monopróticos, pues sólo tienen un protón, o ion H +, para donar cuando actúan c o m o ácido de Bronsted- Lowry. No obstante, existen otros ácidos importantes, como el sulfúrico H 2S 0 4 y el

Bré díra CarfíL Zaragoza 11


carbónico H 2C O 3 que se comportan como ácidos dipróticos, ya que pueden perder dos iónes H +

Por ejemplo, el ácido sulfúrico se ioniza en dos etapas.

1a H2S04(ac) + H2Ü(|) H30+(ac) + HSO^ac) Kai = 1x1 O32 a H S O 4 (ac) "*■ H 2 0 (|) H 3 0 +(ac) + S 0 4 2'(ac ) K a2 = 1 x 1 0 ' 2

De la primera etapa se concluye que el ácido sulfúrico es un ácido fuerte, porque la Kai es mayor que 1 o bien, el porcentaje de ionización es mayor al 50%, pero si se observa la segunda etapa, se tiene que el ion bisulfato H S O 4' es un ácido débil, pues menos del 50 % de las moléculas de éste se ionizan. Esto significa que sólo el 1 0 % de las moléculas de H 2S O 4 en solución 1 M pierde el segundo protón.

PARES CO NJUGADO S ÁC IDO -BASE

Según la clasificación de Bransted-Lowry, hay una relación entre la fuerza de un ácido y la de su base conjugada:

Mientras más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada, y mientras más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada. Igualmente sucede entre una base y su ácido conjugado. Si se observa la siguiente reacción se tiene:

HCI(ac) + H 2Ü(|) —* H 3 0 +(ac) + Cl'(ac) ácido-, base2 ácido base

conjugado2 conjugada.

El HCI y el Cr forman el par ácido-i-base! conjugado, por lo que el ion CI' se comportará como una base débil cuyo ácido fuerte es el HCI.

N EU TR A LIZA C IÓ N

La reacción entre un ácido y una base también es conocida como reacción de neutralización. Generalmente en las reacciones en solución acuosa el producto de esta reacción es agua y una sal, que es un compuesto iónico formado por un catión, que no es el H + y un anión distinto del OH'. Un ejemplo de éste es la conocida sal de mesa, NaCI que es el producto de la combinación de un ácido fuerte, el HCI, con una base también fuerte, el NaOH.

NaOH(ac) + HCI(ac) — ► N a +(ac) + Cl (ac) + H20(¡)catión anión

C o m o el hidróxido de sodio es una base fuerte, el ión conjugado N a + es un ácido que también es débil, al igual que la base conjugada CI'; así ambos iones no se hidrolizan (no reaccionan con el agua) en una medida apreciable y sus disoluciones son consideradas como neutras. Sin embargo no todas las sales son neutras, como es el caso del bicarbonato.

Uré'/idLra CoraL Z L a ra gez® 12

CAPITULO I A C ID O S . BASES ) p H

El bicarbonato de sodio se disuelve en agua y forma el ion bicarbonato

N a H C 0 3(S)— ► Na't(dC) + H C 0 3 (ací

El ión bicarbonato puede funcionar como un ácido o como una base de Br0nsted- Lowry al disolverse en agua

H C O 3 (ac ) +■ H 2Oí„ H 30 +,aC, + C 0 32 (ac ) Ka = 4 8x1 O '11

H C 0 3'(ac) + H 20 (n H 2C 0 3íac) + O H \ ao K b = 2 4x10‘8

Debido a que K h>Ka del ión H C 0 3, se puede predecir que la última reacción excederá a la primera por lo que una disolución de bicarbonato de sodio N a H C 0 3 será básica

Por otro lado, el bicarbonato de sodio y la sal de mesa tienen algo en común, ambos, son sólidos iónicos que se mantienen unidos en una red tridimensional de iones de carga opuestas mediante la gran fuerza de atracción de los mismos La magnitud de esta fuerza de atracción electrostática o de Coulomb depende de la carga de los iones y del cuadrado de la distancia entre ellos

F = <?i xq2 r2

Para visualizar la estructura de un compuesto iónico, es necesario trazar un esquema de la unidad repetitiva más simple de la red tridimensional de sus iones, a la cual se le denomina celda unitaria En la fig 1 1 se observa la celda unitaria del NaCI

Fig.l.l Celda umtaua del NaC I

Los sólidos pueden clasificarse en cristalinos y amorfos Dentro de ios primeros encontramos a la sal al bicarbonato y al hielo mientras que el vidrio es un hielo amorfo pues carece de un ordenamiento bien definido así como de un orden molecular repetido Sin embargo también pueden clasificarse de acuerdo a las fuerzas que mantienen unidas a sus partículas en moleculares, cristalinos covalentes, iónicos o metálicos

n


1 . 1 . I N D I C A D O R N A T U R A L D E p H

Comprender el funcionamiento de un indicador de pH, a través de la elaboración y aplicación de un indicador natural a base del extracto de col morada, a distintos ácidos, bases y sales.

Al agregar un indicador a una solución acuosa, éste sufre una transformación en su estructura molecular y por tanto en su color, dicha transformación es dependiente del tipo de solución a la que se aplica; ácida, básica o neutra, así como de la concentración de la misma

S Un cuchillo.S Un coladorS Una pipeta de 5 m Ls Una propipeta.■S Una espátula.S Licuadoray Agitadores.s Vasos de precipitados de 250 ml_.

p0 S U S T A N C I A S :

s Ácido muriático (ácido clorhídrico diluido). S Ácido sulfúrico concentrado.S Amoníaco en solución al 30 y 26%.S Hidróxido de sodio.S Agua mineralS Vinagre.S Limones.•/ Detergente en polvo •/ Bicarbonato de sodio S Aspirina.s Shampoo.S Col morada.

0 OBJETIVO:

P F K N P A M e N T A C I O N :

A MATe-R.iAL.es:

14


PTZOCE&tMlBNTO:

1. Deshojar la col2 Cortar una hoja en trozos medianos3 Depositar los trozos en la licuadora y agregar agua destilada hasta la marca de

medio litro.4. Licuar la mezcla.5 Colar la solución de la licuadora, depositando el líquido en un vaso de precipitados

de 250 m L6. Depositar un poco de detergente en polvo en un vaso de precipitados, agregar de

100 a 150 m L de agua destilada y con la varilla de vidrio agitar la solución7. Con la propipeta succionar 5 m L de la solución indicadora hacia la pipeta.8. Agregarlos a la solución de jabón y observar lo que sucede.9. Depositar de 100 a 150 m L de vinagre en un vaso de precipitados10. Agregarle 5 m L de extracto de col morada y observar11 Vaciar 125 m L de agua mineral a un vaso de precipitados12. Adicionar 5 m L del extracto y observar.13. Depositar unos cuantos gramos de bicarbonato de sodio (NaHCOa) a un vaso de

precipitados14. Agregar 125 m L de agua destilada, disolver con el agitador, incorporar el extracto y

observar.15. Partir dos limones, exprimirlos y depositar el jugo en un vaso de precipitados.16. Agregar agua destilada hasta la marca de 100 mL, mezclar con el agitador,

adicionar el extracto y observar.17. Depositar unos cuantos gramos de cloruro de sodio (NaCI) en un vaso de

precipitados.18. Añadir agua destilada hasta la marca de 100 mL, mezclar con el agitador,

adicionar el extracto y observar.19. Utilizando la espátula depositar algunas hojuelas de hidróxido de sodio (NaOH) en

un vaso de precipitados20. Añadir agua destilada hasta la marca de 100 mL, con el agitador disolver,

adicionar el extracto y observa21. Vaciar un poco de shampoo en un vaso de precipitados, agrega 100 m L de agua

destilada y disolver.22 Incorporar el extracto de col y observar lo que sucede.23. En un vaso de precipitados depositar unos cuantos mililitros de limpiador y agregar

agua destilada hasta la marca de 100 mL.24. Agregar el extracto de col y observar lo que sucede.25. Depositar una aspirina en el vaso de precipitados y adicionar de 100 a 125 m L de

agua destilada26. Agregar el extracto de col y observar27. Depositar 75 m L de agua destilada en un vaso de precipitado, cuidadosamente

agregar de 5 a 10 m L de ácido muriático.28. Incorporar el extracto y observar29. Añadir 75 m L de agua destilada en un vaso de precipitados, cuidadosamente

agregar de 5 a 10 m L de ácido sulfúrico (H2S O 4) concentrado30. Adicionar el extracto y observar.


31 Depositar 75 m L de agua destilada en un vaso de precipitados, cuidadosamente agregar 5 m L de amoníaco en solución (NH3) al 3 0 %

32. Añadir el extracto y observar lo que sucede.33. Vaciar 75 m L de agua destilada en un vaso de precipitados, cuidadosamente

agregar nuevamente 5 m L de amoníaco en solución, pero ahora al 2 6 %34. Añadir el extracto y observar lo que sucede

A PKÍ5CAU.CÍON&S:

Utilizar bata.Emplear guantes de caucho (contra sustancias ácidas y básicas).Evitar inhalar los vapores de ácidos y bases.Usar lentes de seguridad para proteger los ojos de los vapores.En la preparación de soluciones de ácidos y bases, depositar primero el agua y después adicionar el ácido o la base

T^esPAL£>D CIENTIFICO:

Fue el mismo Boyle[26] quien en sus publicaciones registra que los extractos de ciertas plantas y animales como violetas, rosas, madera de Brasil, cochinilla, liqúenes (como el tan conocido tornasol), etc., presentan un cambio de color reversible en presencia de sustancias ácidas y básicas, por lo que se pueden emplear como indicadores.

Se sabe que el color de algunas plantas y animales se debe principalmente a cuatro colorantes1151: la clorofila, los carotenoides, las antoxantinas y las antocianmas

1 La clorofila, del griego chloros (verde) y phylle (hoja), que se localiza en los cloroplastos de las plantas y por medio de la cual se realizan las reacciones de fotosíntesis, se encuentra en general, en todos los vegetales verdes, como los espárragos, lechugas, calabazas, cilantro, perejil, acelgas, chícharos, etc Sin embargo, puede estar presente, de forma indeseable, en plátanos, tomates y cítricos; para destruirla se usa el etileno.

2. Los carotenoides (amarillo, rojo y naranja), del latín carota (zanahoria) y oide (semejante), insolubles en agua, pero sí en grasas y en alcohol, existen tanto en forma libre, así como formando complejos con proteínas, carbohidratos y ácidos grasos; generando diversos colores según la interacción. Estos son importantes en la fotosíntesis, ya que absorben luz al igual que la clorofila. Los podemos encontrar en las deliciosas naranjas, zanahorias, duraznos, plátanos, jitomates, chiles, papas, etc., así como en la leche, trigo, maíz, soya, mariscos y hasta en la yema dei huevo y la flor de cempasúchil cuyo principal pigmento es el compuesto denominado luteína; esterificada con varios ácidos grasos, esta flor se deshidrata y se empiea en la alimentación de las aves para mejorar el color amarillo de la yema del huevo

& '£ '-3L' P C n>S>L 2LS> pS'TZ? 16

CAPÍTULO I Á C ID O S . BASES Y p H

3 Las antoxantinas (blanco, pero cambian a amarillo en soluciones alcalinas), del griego anthos (flor) y xanthos (amarillo), dan lugar al color de las cebollas, coliflor arroz, etc.

4 Finalmente las antocianinas, del griego anthos (flor) y kyanos “azul”, responsables del color rojo, azul y púrpura de muchas flores, hojas y frutos; se encuentran por ejemplo en los pétalos de una rosa roja, que al ser expuestos a los vapores de amoníaco (una base) cambian a un color azul verdoso. Así dichos compuestos pueden emplearse como indicadores naturales de pH pues al ser agregados a otras sustancias nos indican si éstas son ácidas, básicas o neutras El extracto de col morada funciona como uno de éstos ya que al ser añadido a un ácido torna a rojo, al adicionarlo a una base cambia a verde o amarillo y al depositarlo sobre una sustancia neutra torna a violeta. Sin embargo es importante resaltar que éste extracto no contiene solamente un tipo de antocianina, sino que se encuentra combinado con varios tipos.

¿Porqué una sustancia como el extracto de col morada, cambia de color en presencia de ácidos y bases? ¿Qué hace que la col sea morada?

Para responder esta pregunta, se necesita conocer un poco más sobre la teoría del color t14'16'171

Se dice que la existencia del color requiere la combinación de tres circunstancias: una fuente de iluminación, un objeto que interactúe con la luz procedente de dicha fuente y el ojo humano para observar el efecto resultante.

La luz es una onda electromagnética (con componentes eléctricos y magnéticos), sin embargo, también se comporta como si estuviese compuesta por partículas o corpúsculos denominados fotones, que son paquetes de energía sin masa.

La luz blanca es una mezcla de todas las radiaciones de longitudes de onda visibles, lo que se puede observar en un prisma o en un arcoiris. La radiación separada en sus distintas longitudes de onda se llama espectro

En el espectro electromagnético se incluyen las ondas de radio y TV, las microondas, la radiación infrarroja, la luz visible, la radiación ultravioleta, los rayos X, los rayos y y los cósmicos. Estas formas distintas de radiación viajan todas a la velocidad de la luz en el vacío (c), pero difieren en su frecuencia y longitud de onda. Además, el producto de la frecuencia (v) por la longitud de onda de la radiación electromagnética (X) siempre es igual a la velocidad de la luz.

c = vX (1)

La luz visible corresponde a un intervalo muy reducido de longitudes de onda, 380- 720 nm, una pequeñísima parte del espectro electromagnético. Más allá de los extremos de este rango se encuentra, por debajo de 380 n m la región ultravioleta del espectro y por encima de 720 n m la región del infrarrojo.

Co> ai z , a , a o < o z a 17


Afayor

l o n g i t u d d e o n d a

A/e/ío/-lo n g itu d d e onda

Fig.1.2 Región visible del espectro electromagnético.

El espectro visible se compone de regiones específicas de longitudes de onda que son reconocidas por el ojo humano, para ello hay que recordar que la retina tiene dos tipos de receptores de luz: los bastones que son sensibles a bajas intensidades de luz y no responden a los colores, y los conos, que se activan con la luz brillante, y son sensibles a los colores. Se han identificado tres clases de células en forma de cono, la capacidad para distinguir colores está asociada con que cada una de ellas es sensible a la luz en un rango concreto de longitudes de onda. Los tres tipos de cono se clasificaron como: largo, medio y corto, correspondiendo a la longitud de onda de respuesta máxima para cada tipo. Los conos cortos son los más sensibles a la luz azul, teniendo su respuesta máxima a una longitud de onda de aproximadamente 440 nm, los medios son los más sensibles a la luz verde, correspondiendo su respuesta máxima a una longitud de 545 n m y los largos son más sensibles a la luz roja, teniendo lugar la respuesta máxima hacia los 585nm.

Hay dos formas básicamente distintas para sintetizar colores: la síntesis aditiva y la síntesis substractiva de colores.

La síntesis aditiva se refiere al mezclado de luces de colores, de modo que la fuente de iluminación es observada directamente por el ojo. Las tres luces de color son: rojo, verde y azul (RGB), colores que no pueden ser obtenidos mezclando las luces de otros colores, pero pueden ser combinados en proporciones adecuadas para producir los demás colores, como se muestra en la figura 1.3; así la luz verde con la roja crea el amarillo, la azul con la verde crea el cian, la azul con la roja da el magenta, al combinarlas en partes iguales crean el blanco, cuando ningún color de luz está presente, uno percibe el negro. Una aplicación de dicha síntesis se encuentra en la televisión a color, que utiliza sustancias fosforescentes distintas para la emisión del rojo y el azul, en el caso de la tecnología de tubo de rayos catódicos, o hace uso de microfiltros coloreados adecuados, en el caso de las pantallas planas.

Por su parte, los colores de la síntesis substractiva son el resultado de la reflexión, absorción y transmisión desde un objeto, como producto de la interacción de la luz blanca incidente con las moléculas del mismo; dicha síntesis se le asocia a las tintas para impresión, que es opuesta a la forma aditiva de color. Los tres colores primarios en el método sustractivo de color son cian, magenta, y amarillo De su unión, se obtienen los tres secundarios: rojo, verde y azul, y de la mezcla de esos tres secundarios, se obtiene el negro, fig. 1.4.


Fig.1.3 Síntesis Aditiva de colores. Fig.1.4 Síntesis substractiva de colores.

En general, el color de un cuerpo, se percibe como resultado, primeramente del fenómeno de la absorción de luz visible por el objeto, que es un proceso por el cual la energía radiante se utiliza para mover los electrones de las moléculas del objeto y llevarlos desde un estado de energía bajo, o estado fundamental, a un estado de mayor energía o estado excitado. Sin embargo, la absorción es selectiva, es decir es sólo para un pequeño y determinado intervalo de longitudes de onda de la luz visible (esto dependiendo fundamentalmente de la estructura de las moléculas con las que interaccionan). Posteriormente se presenta el fenómeno de difusión, en el cual la luz que no es absorbida, es redirigida, como consecuencia de refracciones y reflexiones múltiples; por lo que nosotros realmente percibimos la luz que el objeto no absorbe (color complementario).

La energía de los fotones de la luz que será absorbida por la molécula del cuerpo, debe ser igual a la energía necesaria para llevar a la molécula desde el estado fundamental al estado excitado o también definida como la diferencia de energías entre el estado de mayor energía y el de menor (AE) y se puede expresar mediante la relación de Planck:

A E = hv (2)

Donde:h = Constante de Planckv = Frecuencia de la luz absorbida.

Despejando y sustituyendo la frecuencia (de la expresión 1), la relación puede ser mostrada como:

A E = hcA (3)

Por lo que existe una relación inversa entre la diferencia de energías y la longitud de onda de la luz que se absorbe y una relación directa entre la frecuencia.

Así observando la tabla 1.2, un objeto amarillo absorbe luz (azul) de menor longitud de onda (435-480 nm) y mayor energía que uno rojo, el cual absorbe luz (verde azulada) de una longitud de onda más alta (490-500 nm), pero de menos energía.

FréiA-$iii"Q Cr'í 'tt! JT 19


T a b l a 1 . 2 Color de luz absorbida, intervalo de longitudes de onda y color complementario 1141_______________

In t e r v a l o d e

l o n g it u d e s d e

o n d a ( n m )

C o l o r d e lu z

a b s o r b id a

C o l o r

C o m p l e m e n t a r io

400-435 Violeta Amarillo-verdoso435-480 Azul Amarillo480-490 Azui-verdoso Naranja490-500 Verde-azulado Rojo500-560 Verde Morado560-580 Verde-amarillento Violeta580-595 Amarillo Azul595-605 Naranja Azul-verdoso605-750 Rojo Verde-azulado

Ahora para entender mejor la relación entre la estructura atómica y el color, se propone estudiar un poco sobre la teoría de la absorción molecular ultravioleta-visible en los compuestos orgánicos, pues la antocianina, es uno de ellos

Los electrones que contribuyen a la absorción por una molécula orgánica son: (1) los que participan directamente en la formación del enlace entre átomos y, por tanto se asocian con más de un átomo, (2) electrones no enlazantes o electrones que no participan en ningún enlace, que están en gran parte localizados alrededor de átomos como oxígeno, halógenos, fósforo, azufre y nitrógeno.

Los enlaces covalentes, característicos de las sustancias orgánicas se forman porque los electrones que forman el enlace se mueven en la zona que rodea a los dos centros de los átomos de tal manera que reducen las fuerzas de repulsión de Coulomb entre estos centros

Las zonas entre los átomos que están ocupadas por los electrones enlazantes se llaman orbitales moleculares y pueden considerarse como el resultado de la combinación de orbitales atómicos. Cuando se combinan dos orbitales atómicos se origina un orbital molecular enlazante de baja energía (que le confiere estabilidad a la molécula) y un orbital antienlazante de alta energía (que disminuye la estabilidad de la molécula). Por tanto, los electrones de la molécula en estado fundamental ocupan el primero y una vez llevados al estado excitado, inmediatamente después (en 1CT8 a 10'9 s), se produce alguno de los distintos procesos de relajación que consisten en que los electrones regresan a su estado fundamental o de más estabilidad; la forma más común de relajación es la transformación de la energía de excitación en calor.

Los orbitales moleculares asociados con los enlaces sencillos, en las moléculas orgánicas, se designan como orbitales sigm a (o), y sus electrones correspondientes son electrones a; estos orbitales, son muy estables y los electrones situados en estos enlaces no se ven afectados por radiaciones de longitudes de onda mayores de 200 n m (de energía baja)

El doble enlace en una molécula orgánica (ver fig. 1 5) contiene dos tipos de orbitales moleculares: un orbital sigma (o) correspondiente a un par de electrones

Ef ¿s'ijifp Cr>, PL PC nup 2 0

CAPITULO 1 Á C ID OS, BASES Y p H

enlazantes y un molecular pi (rr) asociado con el otro par. Los orbitales pi se forman por la combinación en paralelo de orbitales p atómicos; por lo que están menos sujetos a laacción atractiva del núcleo atómico y por ello pueden ser excitados más fácilmente que los electrones situados en orbitales (o).

Fi« 1.5 Orbitales atómicos y moleculares del etileno.

Además de los electrones o y t i , muchas moléculas orgánicas contienen electrones no enlazantes que se designan con el símbolo n.

Así, si se forma un enlace sigma o, se tendrá un orbital molecular enlazante sigma (o) y también el correspondiente orbital molecular antienlazante sigma excitado (o*), que se designa con un asterisco. Para un enlace pi (tt), se tendrá el orbital molecular enlazante pi (tt) y el correspondiente orbital molecular antienlazante pi excitado (tt*). El orbital molecular en el que se encuentra un par de electrones no compartido recibe el nombre de orbital molecular no enlazante y se designa por la letra n.4

Si los electrones se excitan desde el orbital molecular enlazante sigma (o) al orbital antienlazante sigma excitado (o*), se dice que se presenta una transición electrónica o—+o*. Las principales transiciones electrónicas que se consideran para muchas especies moleculares son: o^o*, n— >o*, tt-»tt* y /?— >tt*. En la fig. 1.6 se observa la energía requerida para diferentes transiciones electrónicas

4 * ° ’v' "' Tabla 1.3 Compuestos orgánicos y susrespectivas transiciones.

• n .v<! - -i.,.- h’>■ 4 i i .,r -}*- o"i —► TT. ¡ | ,

1 -* \ | O-i* O

T r a n s ic io n e s

e l e c t r ó n ic a s

C o m p u e s t o s

a—>o* Aléanosn—>o* Alcoholes, aminas,

tioles. etc.

-------- -----„------i,-- ----Pf 1 ;•TT-+TI* Aiquenos, carbonilos,

alquinos aromáticosn—>tt* Carbonilos

Fig. 1.6 Energía requerida en diferentes transiciones electrónicas.

1 La energía asociada a los electrones n en la molécula es idéntica a la energía que poseen los mismos electrones en los respectivos átomos.

CAPÍTULO 1 A C ID O S, BASES Y p H

C o m o se puede observar la transición o — >o* es la que requiere mayor energía para que se lleve a cabo, por lo que sus correspondientes longitudes de onda son menores de 150 nm, es decir, por debajo de las longitudes de onda de la radiación visible, región que es conocida como ultravioleta lejano o de vacío (inaccesible experimentalmente). La transición n— >o* regularmente requiere menos energía que la transición o->o*, ésta generalmente se presenta en longitudes de onda de entre 150 y 220 nm.

Finalmente para las transiciones n— >rr* y tt— >t t*, la energía requerida para estos saltos es menor que la empleada en los anteriores. Am b a s transiciones requieren la presencia de grupos funcionales no saturados (con doble o triple enlace) que aportan los electrones t t . Estrictamente hablando, es a estos centros absorbentes (no saturados) a los que se les aplica el término cromóforo, del griego chroma “color” y phoros “portador”, pues la presencia de éstos, permite la absorción en una región del espectro experimentalmente accesible (200 a 700 nm), que va del ultravioleta cercano y pasa por la región visible.

Ahora, al comparar el etileno (CH2= C H 2) con el 1,3-butadíeno (CH2= C H - C H = C H 2) y el 1,3,5-hexatrieno (CH2= C H - C H = C H - C H = C H 2), (fig. 1.7) se observa que la presencia de enlaces dobles conjugados disminuye la energía necesaria para las transiciones electrónicas, lo que involucra en consecuencia que la absorción de radiación tenga una mayor longitud de onda.

Tt"

164 Kcal-'noi I :2ílkcol noí í lOÍAC* mol

JT

.1

C H = C H C H = C H - C H = C I I C H = C H - C h = C H - C H = C I I

Fig. 1.7 Energía requerida para la transiciones electrónicas del etileno. 1.3-butadicno y 1.3.5-hexatricno

En la teoría de los orbitales moleculares, se considera que los electrones tt están deslocalizados sobre la molécula entera, por conjugación; los orbitales, por tanto, incluyen cuatro (o más) centros atómicos; es decir los electrones tt se encuentran saltando entre los diferentes orbitales t t, que forman los enlaces dobles. El efecto de esta deslocalización es el descenso del nivel de energía del orbital t t*, dotándole de menos carácter antienlazante. Por ello la absorción se desplaza hacia longitudes de onda más largas, llegando hasta la región visible.

Cabe aclarar que en las moléculas con dobles enlaces no conjugados, como los electrones tt no tienen la interacción entre sí, mencionada anteriormente, no existe el

a Cr> a l Z . a , a o r z a 2 2

CAPITULO 1 A C ID O S , BASES Y p H

desplazamiento a longitudes de onda mayores y sus absorciones son similares a las de alquenos simples

C o m o se mencionó, los carotenoides dan el color amarillo, rojo y naranja a algunos vegetales, a continuación se observará cuál es la estructura de algunos de ellos

En general, es necesario al menos siete dobles enlaces conjugados para que un carotenoide produzca color El jitomate es rojo debido a la presencia de licopeno (que contiene 11 dobles enlaces conjugados) y a otros compuestos de la familia de los carotenoides

F i g . 1 . 8 E s t r u c t u r a d e l h e o p e n o

Las zanahorias son ricas en (3-caroteno el cual también está compuesto de dobles enlaces conjugados y es uno de los precursores de la vitamina A

Ahora, para referirse a compuestos aromáticos, se debe considerar primero que, un compuesto aromático es cíclico contiene cierto número de dobles enlaces conjugados y presenta resonancia, el ejemplo más representativo es el benceno que es un híbrido resonante de dos estructuras esto es que los electrones rr están deslocalizados en el anillo (es por ello que con frecuencia se inscribe un círculo en el hexágono en lugar de trazar tres dobles enlaces localizados

F i g . 1 . 9 b s l n i d u r a d e r e s o n a n c ia d e l b e n c e n o

C o m o es de esperarse la presencia de varios anillos aromáticos influye en el hecho de que una sustancia sea colorida

CAPÍTULO I Á C ID OS, BASES Y p H

Otro factor que afecta la absorción es la presencia de átomos o grupos de átomos denominados auxocromos del griego auxein “incrementar” y chroma “color”, estos grupos no absorben en la región ultravioleta fundamental, pero al encontrarse unidos a un cromóforo, tienen el efecto de desplazar la absorción a longitudes de onda más largas, ejemplos de ellos son el - O H y el -NH2, éstos grupos tienen, al menos, un par de electrones n capaces de interaccionar con los electrones tt del anillo, ésta interacción tiene, aparentemente, el efecto de estabilizar el estado tt*, disminuyendo así su energía.

Cabe señalar que el disolvente en que se halle presente el compuesto orgánico es otro factor que también afecta la absorción.

Ahora, hablando específicamente de las antocianinas12,461; se dice que son sustancias con características químicas de un glucósido, compuesto formado por dos fracciones diferentes: un azúcar y un no carbohidrato conocido con el nombre de aglucón que para el caso de la antocianina, se denomina antocianidina, la cual contiene tres anillos con dobles enlaces conjugados

T a b l a 1 . 4 S u s t it u c io n e s d e d if e r e n t e s a n t o c ia m d n ia s

F i g . 1 . 1 0 E s t r u c t u r a b á s ic a d e u n a a n t o c ia n in a

A n t o c ia n id in a R R ’ !Cíanidina O H HDelfinidina O H O HMalvidina o c h 3 o c h 3Peiargonidina H HPeonidina o c h 3 HPetunidina o c h 3 O H

C o m o lo muestra la fig. 1.10, las antocianinas pueden presentar diferencias en el anillo B del aglucón, el cual puede estar hidroxilado o metoxilado en la posición 3’, 4 ’ y 5’. El azúcar de ias antocianinas usualmente aparece unido en la posición 3 y/o 5. Una antocianina es denominada diglucósído si tiene un azúcar unido en ambos sitios o monoglucósido si hay sólo un azúcar en la posición 3 o 5; pero, generalmente los azúcares de este último compuesto están enlazados en la posición 3. Los azúcares comúnmente encontrados son. la glucosa, la galactosa, ramnosa, arabinosa, xilosa, etc Las diferencias en las sustituciones, producen cambios en la distribución electrónica de las moléculas y por lo tanto en el color de las mismas, por ejemplo el cambio del color naranja de la peiargonidina (fresas) al azul intenso de la malvidina (mora azul).

El color y la estabilidad de las antocianinas dependen en gran medida del pH, como se observa al depositar el extracto de col morada en las diferentes sustancias.

Así que, como es de esperarse, al mezclar el extracto de col morada con soluciones: ácidas, básicas o neutras, las moléculas de los diferentes tipos de antocianinas presentes en dicho extracto interaccionan con los iones H 30 + y OH" de las soluciones, sufriendo una modificación en su estructura molecular, asimismo, una parte

CAPÍTULO 1 Á CID OS, BASES Y p H

de estas moléculas modificadas regresa a su forma inicial (lo que depende de las concentraciones de dichos iones) hasta que se llega a un equilibrio. Por lo que, es el cambio en la estructura molecular lo que modifica la absorción de la radiación y por consiguiente el color que nuestros ojos aprecian.

Por lo anterior, el color observado es el resultado de la interacción con diferentes tipos de antocianinas. Sin embargo, si se aísla un solo tipo de éstas (fig. 1.11), se puede ver mejor la relación entre pH y color.

F i g . l . l l E s t r u c t u r a s d e u n a a n t o c ia n in a t íp ic a a d if e r e n t e p H .

A un pH menor a tres, la antocianina se presenta como una forma estable cargada positivamente, se observa además una conjugación extendida de dobles enlaces a través de los tres anillos, cuya absorción (verde-azulada) debe ser aproximadamente en el intervalo de 490-500 n m para que se transmita el color rojo. El ion positivo o también denominado catión, se encuentra en equilibrio con una forma incolora, la cual comienza a predominar cuando el pH de la solución se encuentra entre 4-5; la falta de color es debida a la ruptura de la conjugación de dobles enlaces entre el segundo y tercer anillo, que da como resultado una mayor absorción de fotones en la región ultravioleta que en la visible; a pesar de ello, la pérdida de color es reversible y el color rojo puede retornar con la adición de ácido.

Para un pH entre 7-8 se presenta el color violeta, pues también se da la conjugación extendida, al igual que sucede a un pH mayor a 11, cuyo color transmitido es el azul. Al comparar las dos últimas formas se observa que son muy similares y que la diferencia radica en el ión negativo o anión de la última, por lo que se concluye que la presencia de éste es el motivo por el cual la absorción se desplaza a mayores longitudes de onda, es decir del violeta al azul, asimismo, se trata de un auxocromo, pero con un efecto más pronunciado que el del -OH, esto probablemente debido a que el anión tiene un par extra de electrones que contribuyen en la interacción.5

Finalmente hay que aclarar que el color característico de una determinada antocianina puede ser modificado por otros factores adicionales al cambio en el pH como son: la presencia de pequeñas cantidades de otros tipos de antocianinas y otros colorantes, así como la formación de complejos y de sales con iones monovalentes como el sodio y el potasio o divalentes como el calcio y magnesio.

P a r a m á s c la r id a d v e r la s d if e r e n c ia s e n tr e la a b s o r c ió n d e l f e n o l y la d e l i ó n f e n o la t o

El ;? C 'H Mi 2L í ! ¡ 2 5


1 . 2 . U N P E Q U E Ñ O C O H E T E '9 1 2 45 60>

@ 0~B)BT1V0:

Mediante !a eiaboración de un cohete, comprender !a acción del Alka-Seitzer y otros antiácidos, así como conocer el concepto de solución amortiguadora y reconocer la importancia del pH en el cuerpo humano.

^ F U N D A M E N T A C I Ó N :

La reacción de ácido cítrico con bicarbonato de sodio en solución acuosa produce dióxido de carbono gaseoso, agua y citrato de sodio; este último y el exceso de bicarbonato de sodio tienen la función de neutralizar el ácido estomacal Además el bicarbonato da un carácter amortiguador a la solución resultante

s Un botecito blanco para rollo fotográfico con tapa. s Una jeringa/ Una espátula.y Un vaso de precipitados./ Balanza

1 En el botecito pesar 1 g de acido cítrico.2. En el mismo bote pesar 1.3 g de bicarbonato de sodio.3 Con la jeringa adicionar al bote aproximadamente 1 m L de agua, taparlo

rápidamente y esperar de 20-50 segundos a que se produzca el “pop” y la tapasalga volando

4. Tomar el botecito y observar la efervescencia y el cambio de temperatura de la

♦ Después de tapar el botecito, alejarse una distancia mínima de 1 m, para evitar que la tapa le pegue o rebote a alguna persona

•/ Bicarbonato de sodioy Acido cítrico.y Agua destilada.

PTZDCE&iMtENTD:

solución.

A PTZ.ECAU.CIONES:

26


No intentar hacer esta demostración en recipientes de vidrio.

\ ¿ ^ R . & S P A U & 0 C I B N ! ÍF IC O :

Esta sencilla, pero divertida demostración, pone de manifiesto que los ácidos además de encontrarse en las frutas y verduras, también se hallan acompañando a las bases en sustancias como el Alka-Seltzer, pues una tableta del mismo, contiene un ácido débil de naturaleza orgánica, como el cítrico o el tartárico, así como una base débil como el bicarbonato de sodio o de potasio, además de un poco aspirina.

El estómago humano secreta de manera natural ácido clorhídrico, un ácido fuerte, necesario para digerir los alimentos y activar ciertas enzimas. Por ello, el pH normal en ayunas es de 0.9 a 1.5. Por distintos motivos, como abuso de comida, tensión nerviosa o difícil digestión, se produce la hiperacidez, un exceso de ácido clorhídrico en el estómago. El pH de los jugos gástricos desciende y por tanto se percibe el poder corrosivo e irritante en las paredes del estómago y el esófago. La función principal de los productos antiácidos es neutralizar el exceso de HCI en el jugo gástrico. En la tabla1.5 se muestran algunos de ellos.

N o m b r e c o m e r c ia l P r in c i p i o a c t iv o

Tums CaC 0 3 (carbonato de calcio)En grandes dosis produce estreñimiento

Tabletas “Philips” Mg(OH)2 (hidróxido de magnesio) En grandes dosis actúa como laxanteLeche de magnesia

Melox, Mylanta AI(OH)3 (hidróxido de aluminio)Rolaids AINa(0H)2C 0 3 (dihidroxicarbonato de

sodio y aluminio)

Las reacciones por medio de las cuales se neutraliza el ácido estomacal son:

C a C 03(s) + 2HCI(ac) — > CaCI2(ac) + H20(|) + C02(g)

Mg(OH)2(S) + 2HCI(ac) — ► M g Cl2(ac) + HoOnj

AI(OH)3(s) + 2HCI(ac) — > Al Cl3(ac) + 1 0 (1)

AINa(0 H)2C 03(S) + 2HCI(ac) — ► AICl3<ac) + NaCI(aC) + 3 H 20(i) + C02(g)

Por su parte, una tableta de Alka-Seltzer contiene 1.9 g (0.022 mol) de bicarbonatode sodio y 1g (0.005 mol) de acido cítrico.1261

El ácido cítrico es triprótico, puesto que puede ceder tres iones hidronio.

o. „OH oO H

:■? C r 2 7

CAPÍTULO I Á C ID O S , BASES Y p H

A su vez, es un ácido débil, pues sus constantes de disociación en agua a 25°Cson:

K ai = 7.4x10'4 K a2=1.7x10'5 Ka3=4x10~7

Cuando el ácido cítrico y el bicarbonato de sodio entran en contacto con el agua se produce la siguiente reacción:

H C 6Hs 0 7 (ac) + 3 N a H C 0 3 (ac) ^ 3 N a +(ac) + CeHsOy "(ac) + 3 H 2 0 (|) + 3 C 0 2 (g)

La efervescencia que ocurre es debida al C 0 2 o dióxido de carbono liberado, el cual aumenta la presión en el recipiente cerrado, lo que provoca que la tapa sea lanzada súbitamente, permitiendo el escape de dicho gas y produciendo un “pop” particular. Si se imagina ahora que algo similar sucede en el estómago, seguramente se escuchará otro ruido particular, el que se oye al eructar. No obstante, la efervescencia ayuda a la dispersión de los ingredientes y mejora el sabor de la solución.

Pero no todo termina en el aire, ya que el citrato de sodio formado se comporta como un antiácido, debido a que el anión citrato C 6H 5O 7"3 es una base conjugada de un ácido débil, que neutralizará el exceso de ácido del estómago.

C 6H 5O 7 3(ac) + 3 H + 2=¡ H C6Hs07(ac)

Además, el exceso de bicarbonato en la tableta tendrá un efecto antiácido, produciendo más C 0 2.

H C O 3 (ac) + H +(ac) C 0 2(g) + H 20(|)

Un dato interesante sobre el Alka-Seltzer es que el bicarbonato al tratarse de una sustancia anfótera, ya que también reacciona con el OH" (aunque en menor proporción) presenta cierta acción amortiguadora.

HC03~(ac) + O H (ac) C O 32 (g) + H 20(j)

¿Qué es una solución amortiguadora? C o m o su nombre lo indica, es aquella solución que aminora o absorbe el cambio drástico de pH que sucede cuando se agregan pequeñas cantidades de ácidos o bases al agua Por ejemplo al agregar una sola gota de HCI 2 M a 100 m L de agua pura, el pH cambia cuatro unidades: de siete a tres, pero sí se agrega la misma cantidad de HCI a una determinada solución amortiguadora, no habrá cambio observable en el pH de la solución.

Una disolución amortiguadora debe contener una concentración relativamente grande de ácido para reaccionar con los iones OH' que se le agreguen, así como tener una concentración semejante de base para neutralizar los iones H + que se adicionen. Asimismo los componentes ácidos y básicos del amortiguador no deben consumirse el uno al otro en una reacción de neutralización. Estos requisitos generalmente los satisface un par ácido-base conjugado

Fr'S't'uífc ¿? ¿Vv í?/ *2¡t¡ 28

CAPITULO I Á C ID O S , BASES Y p H

Un ejemplo de gran importancia en el organismo humano es el sistema amortiguador compuesto por el par conjugado bicarbonato/ácido carbónico ( H C 0 3' /H2C 0 3), que junto con la hemoglobina son los principales responsables del mantenimiento del pH en la sangre. La sangre humana es ligeramente básica, con un pH normal de 7.35 a 7.45, una desviación respecto a este intervalo de pH podría causar serios efectos negativos en la estabilidad de las membranas celulares, las estructuras de las proteínas y la actividad de las enzimas. Se puede producir la muerte si el pH de la sangre desciende a menos de 6.8 o sube por encima de 7.8. Cuando el pH baja a menos de 7.35, el trastorno se llama acidosis; cuando se eleva a más de 7.45, se denomina alcalosis.

La acidosis representa la tendencia más común, ya que el metabolismo ordinario genera varios ácidos dentro del organismo. El hipo136' y la hiperventilación son fenómenos ligados con la alcalosis de la sangre, que tiene que ver con la deficiencia de dióxido de carbono, C O 2, sustancia involucrada en la formación del acido carbónico, H 2C O 3. La hiperventilación o ventilación pulmonar excesiva, que se da en personas no acostumbradas a exponerse a grandes altitudes, al igual que el hipo, pueden ser tratados mediante la respiración dentro de una bolsa de papel, con el fin de reciclar el C 0 2 exhalado y producir el ácido carbónico necesario.

Finalmente, la otra sustancia presente en el Alka-Seltzer es la aspirina, cuyo nombre científico es ácido acetilsalicílico, es un ácido moderadamente débil. Su Ka = 3x10‘4

o o

Fig. 1.12 E s t r u c tu r a y d is o c i a c ió n d e l á c id o a c e t i ls a l ic í l ic o .

C o m o en el estómago está presente una gran concentración de iones H +, este ácido permanece prácticamente sin ionizar. A pesar de ello, la molécula de dicho ácido tiene la capacidad de penetrar las barreras de las membranas. En el interior de las mismas hay varias pequeñas cavidades de agua; así cuando una molécula de ácido acetilsalicílico entra a una de estas cavidades, se ioniza, liberando iones H + y formando acetilsalicilato. Dichos iones quedan atrapados en el interior de las membranas y pueden causar sangrado. Por cada tableta de aspirina que se toma, se pierden aproximadamente 2 m L de sangre, cantidad que no se considera dañina, pero la acción de la aspirina puede motivar sangrados importantes en ciertos individuos. Además, la presencia de alcohol hace que el ácido acetilsalicílico sea más soluble en la membrana y por tanto, favorece el sangrado.

CAPÍTULO 1 A C ID O S, BASES Y n h

1 . 3 . L A F E N O L F T A L E I N A , O T R O I N D I C A D O R '13 2 752 61

O B I E T I V O :

Reafirmar y generalizar el funcionamiento de un indicador de pH y la relación que existe entre estructura de indicador y color, por medio del empleo del indicador denominado fenolftaleína, en sustancias como el vinagre y la sosa o hidróxido de sodio, de uso común

ipvc t FW.Nr>AMeNTACION:

Al depositar una base sobre ia solución incolora de fenolftaleína, las moléculas de esta sustancia reaccionan con los iones OH' de la base, modificando así su estructura a una forma con más dobles enlaces conjugados, lo que provoca un cambio en el color observado, la transformación es reversible, ya que al incorporar una solución ácida (vinagre) las moléculas reaccionan con el ácido retomando su estructura inicial

dfp MATFRIAL.eS:

/ Un vaso de precipitados de 50 mL.y Un vaso de precipitados de 400 mL.r Dos vasos de precipitado de 250 mL. y Una probeta de 10 m Lr Una espátulay Agitadoresr Balanza

© • S U S T A N C I A S :

r Hidróxido de sodioy Vinagre de caña.y Fenolftaleína.•r Etanol al 9 5 %y Agua destilada.

1 Para preparar la solución de hidróxido de sodio, depositar 150 m L de agua en un vaso de precipitados de 250 mL.

2 Pesar 0.3 g de hidróxido de sodio en un vaso de precipitados de 50 m L3 Vaciar los 0 3 g de hidróxido sobre los 150 m L de agua destilada, esperar un poco

a que se disuelvan y después usar el agitador para mover la solución.

E, e.iy'h ti CordL 30

CAPÍTULO I Á C ID O S , BASES Y p H

4 En la preparación de la solución de vinagre, medir 9 m L de vinagre y depositarlosen un vaso de 250 m L

5. Agregar agua destilada hasta completar 150 m L y con el agitador mezclar lasolución

6 Para preparar la solución indicadora de fenolftaleína pesar 0 1 g de fenolftaleínaincorporar 100 m L de etanol al 9 5 % y añadir agua destilada hasta completar 200 mL.

7. Depositar la solución de fenolftaleína en un gotero y etiquetarla.8 En el vaso de precipitados de 400 mL, depositar 40 gotas de solución de

fenolftaleína9. Cuidadosamente agregar al mismo vaso 50 m L de solución de hidróxido de sodio10. Ahora incorporar 50 m L de solución de vinagre y observar11. Añadir nuevamente 50 m L de solución de hidróxido y después otros 50 m L de

vinagre, así sucesivamente hasta haber transferido todas las soluciones.

A P R E C A U C I O N E S :

♦ Utilizar bata♦ Emplear guantes de nitrilo (verdes).♦ Ser cuidadoso al manipular el hidróxido de sodio, pues es corrosivo y puede

causar severas quemaduras.

En ésta y las siguientes demostraciones se emplea otro indicador de pH denominado fenolftaleína Para comprender más sobre este compuesto, hay que recordar la importancia de la conjugación en el color y generalizar un poco sobre los indicadores.

Los indicadores son compuestos orgánicos, que pueden ser ácidos o bases débiles, los cuales tienen la propiedad de disociarse formando un ion que es de color diferente al que presenta la molécula sin disociar. Por tanto, los indicadores actúan como donadores o aceptares de protones y su grado de ionización está dado por medio de la Kg. Sin embargo para fines prácticos, se emplea más la constante pKg, que por analogía con el pH, se define como el logaritmo negativo de la Kg.

En su forma ácida estos indicadores se representan frecuentemente con la fórmula simplificada, Hln, y la base conjugada se representa como In' La reacción de equilibrio en agua es la siguiente:

T<lE S ,P A U > 0 C IE N T ÍF IC O :

pKa = - log Ka

Acido Color BHln ac) + H 20(¡) ^ H 3O (ac) + In (ac)

Base Color A

31

CAPÍTULO 1 Á CID OS, BASES Y p H

Las moléculas del indicador (Hln) al entrar en contacto con el agua se disocian en iones H 3Ü + (hidronio) y In' (base conjugada), a la vez una parte de estos iones tornan a la forma inicial de las moléculas, esto hasta que se llega a un estado de equilibrio en el cual la velocidad con la que las moléculas se transforman a iones es la misma a la que los iones pasan a ser moléculas y no hay cambio significativo; en este estado habrá tanto moléculas como iones y se observará un cierto color, que se encuentra entre el color de las moléculas del indicador (B) y de los iones (A).

Al combinar el indicador con una sustancia ácida, habrá un exceso de iones hidronio, éstos reaccionarán con los iones de la base conjugada, formando más moléculas de ácido y desplazando el equilibrio de la ecuación anterior hacia la izquierda; puesto que la concentración de la especie ácida aumentó y la de la base conjugada disminuyó, el color resultante es el de la forma ácida.

Si se agrega el indicador a una sustancia básica, con exceso de iones aceptores de protones, éstos recibirán los protones de las moléculas del ácido, formando más iones de la base conjugada y desplazando el equilibrio de la ecuación hacia la derecha; ya que la concentración de los iones de la base conjugada se incrementó y la del ácido disminuyó, el color de los iones de la base conjugada es el que predomina

Finalmente, al juntar un indicador con un compuesto neutro (con igual cantidad de iones hidronio e iones aceptores), el cambio de color no será muy significativo.

La Kg del indicador estará dada por la expresión-

Cuando las intensidades de la forma ácida y básica son aproximadamente iguales

Si se obtiene logaritmo de ambos lados de la ecuación y multiplicamos por -1:

- log Ka = - log [H30 +]

Esto es pKa = pH

Para distinguir el color de la especie ácida o el de la alcalina, la práctica demuestra que la relación de concentraciones debe tener un valor adecuado, que por lo general se considera de 1.10.

Si [In] = 10 [Hln]

_ [ H 3Q +][ln] a “ [Hln]

[In'] = [Hln], por lo tanto- Ka = [H30 +]

_ [H3Q ]10[Hlnj [Hln]

o bien log K a = log

E, e , ? c m í ZL.2, 32


Por lo que la pKa = pH -1 y despejando el pH

pH = pKa + 1

Análogamente, si [Hln] = 10 [In']

pH = pKa - 1

Así, para obtener el intervalo de pH de un indicador se puede considerar la siguiente expresión:

pH = pKa ± 1

La fenolftaleína tiene un pKa de 9.3, si se desea saber su intervalo se tiene que para el color violeta, su pH debe ser de aproximadamente 10.3, mientras que para el incoloro, debe estar en 8.3.

Algo debe pasar con la estructura de la molécula de la fenolftaleína, que hace que torne de incolora a violeta cuando se adiciona el hidróxido de sodio. En la figura 1.13 se muestra qué cambio sufren sus moléculas al ser expuestas con dicha base fuerte.

M/ / -O H

'\ O... / c II o

In co lo ra

F i« . 1 . 1 3 E s t r u c t u r a d e la m o lé c u la d e f e n o lf t a le ín a e n m e d io s á c id o y b á s ic o .

Efectivamente, en la molécula incolora, se observa que no existe la conjugación entre los tres anillos que sí se muestra en la molécula violeta, gracias al doble enlace formado que se señala.

También de lo anterior queda claro que esta reacción es reversible, ya que si se agrega un ácido a la molécula violeta, retomará su forma inicial y dado ello su color, lo que se hace al adicionar el vinagre diluido, que como ya se ha visto, contiene al débil ácido acético y viceversa, al añadir más hidróxido de sodio.

Sin embargo hay que dejar en claro que a su vez el ácido acético presente en el vinagre, reacciona con el hidróxido de sodio, formando acetato de sodio mas agua.

O O

H 3C - C - O H (ac) + N a O H (ac) - H 3C - C - O N a (ac) + H 20 (i}

F,é-Ají¡:B CrraL

CAPÍTULO / Á C ID O S, B A S E S Y p h

1 . 4 . A L I E N T O D E C O L O R A N T E ^

@ D '& JU T tV O :

Conocer la importancia del dióxido de carbono y de algunos compuestos de calcio en- los seres vivos, los procesos naturales, industriales, agrícolas y alimenticios Empleando para tal fin, una solución de cal con un indicador, que al soplarle se decolora.

O F U N M M 5 N T A C I O N :

Los iones OH' de la solución de cal (hidróxido de calcio) interactúan con las moléculas de fenolftaleína produciendo el color violeta pálido de la solución Al soplar, el dióxido de carbono presente en el aliento reacciona con agua formando ácido carbónico, el cual interviene en la neutralización de los iones OH' y con ello en la pérdida del color

y Un frasco de plástico transparente con tapa perforada en el centroy Un popote o tubo de plástico transparente.

Un vaso de precipitados de 50 mL. y Un agitador r Una espátula

© S U S T A N C I A S :

r Solución indicadora de fenolftaleína (ver preparación en la demostración 1 3)

1. Depositar una pizca de cal en el vaso de 50 m L , adicionarle 30 m L de agua destilada y mover la solución con el agitador.

2. Añadir a la solución 5 gotas de solución de fenolftaleína, mezclarla y vaciarla en el frasco de plástico.

3. Tapar el frasco y con el popote soplar a la solución, durante un poco má s de 30 segundos, poniendo atención en el color de la misma

A P R . e C A W . C I O N e S :

♦ Utiliza bata

y Caly Agua destilada

E >sz? 34

CAPÍTULO I A CID OS, BASES Y p H

En esta demostración se emplea calhidra, cuyo componente principal es el hidróxido de calcio Ca(OH)2 o también conocido como cal apagada o hidratada6, ya que se obtiene al “apagar” o adicionar agua al óxido de calcio, CaCb o cal viva, produciéndose la siguiente reacción

C a Ü 2(s) + H 20(i) í? Ca(OH)2(S)

Tanto el hidróxido de calcio como la solución alcalina del mismo han sido de gran importancia, por ejemplo en el México prehispámco se utilizaban en la mxtamalización del maíz. El poder biocida de su solución alcalina se emplea para combatir enfermedades como la sarna y limpiar heridas en animales domésticos, así como para evitar hongos, bacterias e insectos que atacan a las plantas, ya que estos no pueden vivir en un medio tan básico; es por ello que los árboles se pintan con cal. Los campesinos la han empleado en la reducción de la acidez del suelo destinado a los cultivos y actualmente se usa en el tratamiento de lagos afectados por la lluvia ácida.

La cal viva es uno de los materiales más antiguos conocidos por la humanidad; el cual es producido por medio de la descomposición térmica del carbonato de calcio CaCC>3.

CaCC>3(s) *-» CaO(s) + C O 2

El carbonato de calcio que se encuentra con abundancia en la superficie de la tierra es un compuesto poco soluble en agua, sin embargo en presencia del dióxido de carbono disuelto en la atmósfera y el agua de lluvia, el carbonato de calcio se transforma en bicarbonato de calcio Ca(HC03)2 que es mucho más soluble.

C a C 03(s) + C 0 2 (a c ) + H 2Ü (| ) ^ Ca 2+(ac) + 2 H C O 3 (ac)

El producto de esta reacción se filtra hacia el subsuelo; cuando se encuentra con una caverna, el agua se evapora y ocurre la reacción inversa: el dióxido de carbono gaseoso es expulsado de la solución. Es así como se formaron las estalactitas y las estalagmitas de las Grutas de Cacahuamilpa, que están constituidas de carbonato decalcio.

Esta misma reacción en ocasiones es indeseable, ya que el agua que contiene iones C a 2+ y/o M g 2+, conocida como agua dura es inadecuada para algunos usos industriales y domésticos, pues al calentar o hervir el agua dura, nuevamente el producto será el carbonato de calcio, responsable de la incrustación que se acumula en calentadores, calderas tuberías y cafeteras, la cual reduce la transferencia de calor y disminuye la eficiencia y vida útil de los mismos. En las tuberías domésticas de agua caliente, los plomeros emplean un poco de ácido clorhídrico para eliminar dichas incrustaciones, de este modo se produce la misma reacción que sucede en nuestro

6 O simplemente cal

c o , z ,2í 3?r>za 3 5


estómago al tomar una pastilla de carbonato de calcio, pues el carbonato de calcio se transforma en C a C h soluble

CaCC>3(s) + 2HCI(ac) —* CaCI2(ac) + H 20(|) + C 02(g)

En esta demostración, se observa que primeramente el hidróxido de calcio se disuelve en el agua, como lo muestra la siguiente reacción.

Ca(OH)2(S) Ca (ac) + 2 O H (aC)

El color violeta pálido que presenta la solución al agregar la fenolftaleína se debe nuevamente a la reacción de los iones OH' con las moléculas incoloras, para formar moléculas coloridas

C o m o el aliento de una persona, está constituido por aproximadamente 4 % de dióxido de carbono, C 0 2, una parte de este gas se disuelve en la solución y reacciona con el agua para formar el ácido carbónico, H 2C O 3.

C 0 2(ac) + H 20(|) i? H2C03(ac)

El H 2C O 3 para esta reacción presenta una Ka de aproximadamente 4.5x10-4

H 2C03(ac) —♦ H (ac) + H C O 3 (ac)

Mientras que con una menor Ka, el ion bicarbonato forma el ion carbonato que posteriormente origina al detectable carbonato de calcio

H C O 3 (ac) H (ac) + C O 3 (ac)

C 03*(ac) + C a 2+(ac) ^ Ca(C03)2(s)

Por otro lado, los iones OH', aceptan los protones H + donados por los ácidos anteriormente mencionados, disminuyendo con ello la cantidad de iones OH' y por tanto reduciendo el pH, así como produciendo el cambio de color de violeta a incoloro, que como se recordará, implica un cambio en la estructura de la fenolftaleína.

Asimismo se tiene que, aunque más lentamente, los iones OH' reaccionan con el dióxido de carbono para formar más carbonato.

20H'(ac) + C 0 2(g) H 20(|) + C O 3 (ac)

E, Co,til ¿toor.',’ 36

CAPÍTULO 1 Á C ID O S, BASES Y p h

1 . 5 . F R A N E L A I N D I C A D O R A ^

® OBJETIVO:

Conocer las propiedades del indicador de pH contenido en la franela roja, así como la interacción de éste con agua y soluciones de vinagre y cal

F K N ^ A M E N T A C I Ó N :

La franela roja contiene un indicador de pH denominado rojo congo que al incorporarse en soluciones con un pH menor a 3, como el caso del vinagre, cambia de color rojo a azul, pero si se incorpora a soluciones con un pH mayor a 5, como agua o solución de cal, mantendrá el color rojo.

y Un vaso de precipitados de 250 mL.S Tres copas de plásticor Una probeta de 10 m Ly Una espátula.r Un pedazo de franela roja.y Agitadoresy Balanza.

S0 S U S T A N C I A S :

r Hidróxido de sodior Vinagre✓ Cal ‘y Agua de la llave

PT^OCBDIMIBNTO:

1 En un vaso de precipitados, pesar 0.1g de cal, depositarlo en una copa de plásticoy adicionarle aproximadamente 100 m L de agua de la llave

2 Medir 5 m L de vinagre, vaciarlos en otra copa de plástico y añadirle 100 m L deagua de la llave.

3. A una tercera copa de plástico, agregarle sólo 100 m L de agua de la llave y con el agitador mover las soluciones de las otras copas.

4. Sumergir la franela en el vaso con agua y poner atención en el color de la franelaAhora introducirla en la copa que contiene vinagre y observar el cambio en el colorde la franela

E - t . i C o . m 37

CAPÍTULO 1 A C ID O S, BASES Y p h

5 Finalmente depositar la franela en la copa que contiene la solución de cal y observar cómo la franela retoma su color inicial.

En esta sencilla demostración, se enseña el porqué del cambio de color en una franela roja al emplearla en la limpieza de un derrame de vinagre en la cocina.

Al meter la franela en agua, cuyo pH es de 7 o neutro, ésta solo se humedece, sin modificar su color. Si se sumerge en una solución de vinagre, compuesto por el débil ácido acético, pero suficiente para obtener un pH de aproximadamente 2.5, se notará que la franela presenta un cambio de color de rojo a azul. Sin embargo, si ahora se deposita en una solución alcalina de hidróxido de calcio, se advertirá el cambio de color de azul a rojo

Lo anterior se debe a que en la franela, se halla un indicador de pH denominado rojo congo, que presenta un intervalo de pH de 3-5, virando de azul a rojo. Por ello, tanto en agua como en la solución alcalina de hidróxido de calcio, el color que se distingue en la franela, es el rojo, ya que el pH de esas soluciones está por encima de5. Por el contrario, el color que se ve en la franela colocada en la solución de vinagre es azul, dado que el pH de esta solución es menor a 3.

A

♦ Utiliza bata.

o-N a +

o-N a +

F i g . 1 . 1 4 E s t r u c t u r a d e l r o jo c o n g o

E, e t u S u o c p, >j L 38

CAPÍTULO 1 Á C I D O S B A SES Y p H

1 . 6 . V A S O D E C O L O R A N T E ®

ffl D BjenvO:

Comprender el efecto del ion común (amonio), a través de la decoloración que se produce al mezclar una solución de hidróxido de amonio y fenolftaleína (violeta pálido) con otra de acetato de amonio (incolora).

El efecto de incrementar la concentración del ion amonio (NH4+) en una solución de hidróxido de amonio y fenolftaleína es el de favorecer la formación del amoníaco (NH3), una base débil, provocando un descenso en la concentración de iones OH" y con ello del pH, el cual se manifiesta en la decoloración del indicador.

y Dos vasos de precipitados de 250 mL.v'' Un vaso de precipitados de 50 mL.r Un agitadorr Un gotero.y Una espátula.

0 .SbOSTANCIA<S:

y Solución de hidróxido al 28-30%r Agua destilada.y Acetato de amonioy Solución indicadora de fenolftaleína (ver preparación en la demostración 1 3)

P R O C E D I M I E N T O :

1. Depositar 100 m L de agua destilada en un vaso de precipitados de 250 m L y agregar 12 gotas de solución de fenolftaleína

2 Adicionar una gota de solución de hidróxido de amonio y con el agitador mezclar lasolución.

3. En otro vaso de precipitados, depositar un poco de acetato de amonio e incorporar unas cuantas gotas de agua.

4. Agitar el vaso para disolver el acetato de amonio5 Vaciar la solución de hidróxido de amonio al vaso que contiene el acetato de

amonio y observar lo que sucede

o' F U N D A M E N T A C I Ó N :

U, s/Ui/lr£> Ccrfíl 3 9


A P R . 5 C A 14.C I O N B S , :

♦ Utilizar bata.♦ Emplear guantes de mtrilo (verdes)♦ Evitar inhalar los vapores al preparar la solución de hidróxido de amonio♦ Usar lentes de seguridad para proteger los ojos de los vapores.

R . & S P A U t> 0 C I£ N T ÍF IC ¿ > :

La solución de hidróxido de amonio (NH4OH) está integrada por iones amonio (NH4+) y OH', este último es responsable del color violeta revelado una vez adicionada la fenolftaleína. No obstante, dentro de la misma solución, también se encuentra amoniaco (NH3), ya que está presente la siguiente reacción-

Por su parte, el acetato de amonio ( C H 3 C O O N H 4 ) es un electrolito fuerte'' que se disocia casi completamente en agua formando una solución incolora de iones N H 4+ y acetato ( C H 3 C O O ) .

C o m o se puede observar, en ambas soluciones se encuentra el ion N H 4+ o ion común

De acuerdo con el principio de Le Chátelier, al incorporar los iones N H 4+ de la solución de acetato de amonio, a la solución de hidróxido de amonio, el equilibrio de la primera reacción se desplaza hacia la derecha, por lo que disminuye la concentración de iones OH' y se reduce el pH originando con ello que el indicador torne a incoloro.

S u f a c i l i d a d p a r a io n iz a r s e se b a s a e n q u e ta n t o e l i o n C H 3C O O c o m o e l i o n N H , p r o v ie n e n d e l á c i d o a c é t ic o ( C H - , C O O H ) v d e l a m o n ía c o ( N H 3) . r e s p e c t iv a m e n t e , u n á c id o \ u n a b a s e d e c a r á c te r d é b i l (\ e r s e c c ió n d e f u e r z a d e á c id o s y b a s e s )

E-¿sJ»f2 COr?L

N H 4+(ac) + O H (ac) N H 3 (ac) + 0 (1)

C H 3 C O O N H 4 (S) + H 2 0 ( | ) -♦ N H 4 + (ac) + C H 3 C O O (ac)

H . R E A C C I O N E S D E Ó X I D O - R E D U C C I Ó N 4 1 '

2.0. F U N D A M E N T A C I Ó N T E Ó R I C A

En esta sección se explican los conceptos de reacciones óxido-reducción, agente reductor, agente oxidante, etc., así como otros principios que apoyan la comprensión de los fenómenos involucrados primordialmente en las demostraciones de éste capítulo, pero que pueden requerirse en los siguentes capítulos.

Las reacciones de óxido-reducción o reacciones redox, en comparación con las reacciones ácido-base, tienen la característica de que en vez de existir una transferencia de protones entre si, se transfieren electrones o una carga parcial de losmismos.

Por ejemplo, en la formación del antes mencionado óxido de calcio (CaO), se lleva a cabo una reacción de este tipo, a partir del calcio y el oxígeno

2Ca(S) + 02(g) 2 CaO(s)

El óxido de calcio es un compuesto iónico formado por iones Ca 2' y O 2'. En dicha reacción, dos átomos de calcio ceden o transfieren cuatro electrones a dos átomos de oxígeno Por facilidad, este proceso puede ser visto en dos etapas, una que involucra la pérdida de cuatro electrones por los dos átomos de calcio y la otra, la ganancia de los cuatro electrones por la molécula de oxígeno.

2Ca - 2Ca2+ + 4e~0 2 + 4e - 2 0 2'

Cada una de estas etapas se llama semirreacción, y muestra los electrones que setransfieren en la reacción redox La suma de las semirreacciones lleva a la reacción global:

2Ca + 0 2 + 4e' U 2Ca2+ + 2 0 2" + 4e

Por lo que al cancelar los electrones de ambos lados de la ecuación, se tiene:

2Ca + 0 2 - 2Ca2+ + 2 0 2'

Así, los iones Ca2+ y O 2 forman el C a O

2Ca2+ + 2 0 2' - 2 C a O

Por convenio, no se ponen las cargas en la fórmula de un compuesto iónico, dado lo anterior, el óxido de calcio normalmente se representa como C a O y no como 2Ca ' +0 2\

41

CAPÍTULO 2 R E A C C I O N E S D E Ó X ID O -R E D U C C IÓ N

El término reacción de oxidación se refiere a la semirreacción que involucra la pérdida de electrones: mientras que una reacción de reducción es una semirreacción que involucra una ganancia de electrones.

En la obtención del óxido de calcio, se observa que el calcio se oxida y además se comporta como agente reductor, ya que dona electrones al oxígeno, permitiendo que este se reduzca

Por su parte, el oxígeno se reduce y actúa como agente oxidante, ya que acepta los electrones del calcio, provocando que éste se oxide.

Hay que tener en cuenta que la magnitud de la oxidación en una reacción redox debe ser igual a la magnitud de la reducción, esto es, el número de electrones que pierde un agente reductor debe ser igual al numero de electrones que gana un agente oxidante

La transferencia de electrones es más notoria en unas reacciones redox que en otras. Por ejemplo, si se coloca un trozo de alambre de cobre en una disolución acuosa de nitrato de plata (AgNCh), se tiene que el cobre metálico reduce a los iones plata de la disolución, convirtiéndolos en plata metálica.

CU(S) + 2 AgNC>3(ac) -+ Cu(NC>3)2(ac) + 2Ag(S)

o

CU(s) + 2Ag+(ac) -*■ Cu"+(aC) + 2 Ag(S)

Las definiciones de oxidación y reducción, en términos de pérdida y ganancia de electrones, se aplican a la formación de compuestos iónicos como el anteriormente mencionado óxido de calcio y a la reducción de los iones plata por el cobre, sin embargo, dichas definiciones no se aplican a la formación del cloruro de hidrógeno (HCI) ni del dióxido de azufre (SO2), ya que estos compuestos no son iónicos, sino moléculas covalentes y realmente no se transfieren electrones durante la formación de los mismos, más bien hay una transferencia parcial de electrones; por lo que estas reacciones también se tratan como redox.

Para llevar un seguimiento de los electrones en las reacciones redox. se asignan números de oxidación a los reactivos y productos. El número de oxidación de un átomo o estado de oxidación, se define como el número de cargas que tendría un átomo en una molécula covalente o en un compuesto iónico, si los electrones fueran transferidos completamente. Por ejemplo en la formación del HCI y S O 2:

H 2(g) + C12(g) —>2HCI(g)

2S(s)+202(g) 2 S O2(g)

F, ¿ ? c n, a l -3 4 2

CAPÍTULO 2 R E A C C IO N E S D E Ó X ID O -R E D U C C I Ó N

Los números que se encuentran arriba de los símbolos de los elementos son los números de oxidación C o m o en ninguna de las dos reacciones hay cargas en los átomos de las moléculas de ios reactivos, su número de oxidación es cero. Sin embargo, para las moléculas de los productos se supone que existió una transferencia completa de electrones y los átomos ganaron o perdieron electrones Así, los números de oxidación reflejan el número de electrones “transferidos”.

Cabe señalar que antiguamente, los químicos utilizaban el término oxidación para expresar la combinación de elementos con oxígeno o la pérdida de hidrógeno. Asimismo, el término reducción se empleaba para expresar la pérdida de oxígeno o la ganancia de hidrógeno. N o obstante, las definiciones modernas de oxidación y reducción señalan que un elemento se oxida cuando en un cambio químico su número de oxidación aumenta y, se reduce cuando su número de oxidación disminuye

E l S ^ P l r J C O t íU 43

CAPÍTULO 2 R E A C C I O N E S D E Ó X ID O -R E D U C C I Ó N

2 . 1 . G E L C O M B U S T I B L E * * *

® o b j e t i v o .-

Comprender una muy común reacción de óxido-reducción, la de combustión. Igualmente conocer las propiedades del acetato de calcio y su aprovechamiento en la formación de un gel combustible.

F U N D A M E N T A C I Ó N :

Al combinar la solución saturada de acetato de calcio con la de etanol, se forma un gel, al cual se le acerca un cerillo para inducir la reacción de combustión donde el etanol se comporta como agente reductor y el oxígeno del aire actúa como agente oxidante, produciendo dióxido de carbono, agua y calor

Un vidrio de reloj.Un matraz Erlenmeyer de 250 m LUna pipeta de 25 mL.Una pipeta de 5 mL.Dos propipetas.

y Cerrillos


V Alcohol etílico (etanol) de 96° G.L.•/ Acetato de calcio

Agua destilada.

t é ^ ¡ P R O C E D I M I E N T O :

1. Para preparar la solución saturada de acetato de calcio, pesar 40g de acetato de calcio en el matraz de Erlenmeyer, depositar 100 m L de agua destilada y mover la solución ocasionalmente durante un periodo de dos días; posteriormente decantar la solución de los sólidos y etiquetarla.

2. Depositar 4 m L de solución de acetato de calcio en el vidrio de reloj.3 Ahora añadir 9 m L de alcohol4 Observar la formación del gel5. Encender un cerillo y lanzarlo cuidadosamente al vidrio de reloj.6 Para observar mejor la flama se recomienda apagar la luz

E r e s J * , 2 C r, z l ZL?, 2 ' 44

CAPÍTULO 2 R E A C C I O N E S D E Ó X ID O -R E D U C C IO N


♦ Utilizar bata,♦ Mantener el frasco de alcohol etílico de 96° G L alejado de la flama

R E S P A L D O CIENTÍFICO:

El acetato de calcio Ca(C2H302)2 posee una propiedad especial, la de ser más soluble a bajas temperaturas (0°C) y menos soluble a temperaturas mayores (100°C)

Al adicionar etanol a la solución saturada de acetato de calcio, se reduce la solubilidad del acetato, precipitándose rápidamente y formando una red de sólido que atrapa el líquido dentro de ella y forma un gel casi instantáneamente después de haber puesto en contacto ambas soluciones.

La flama del cerillo promueve la reacción de combustión del etanol

Aquí, los dos carbonos del etanol son oxidados por el oxígeno del aire o agente oxidante, cambiando su número de oxidación, para el primer carbono, de -3 a +4 y para el segundo carbono de -1 a +4, en el dióxido de carbono; mientras tanto el oxígeno es reducido por el etanol o agente reductor, cambiando su número de oxidación de 0 a -2

4 2C H 3 C H 2 OH(i)+302(g> —> 2C02(g> + 3 H 2 O(g) + calor

45


2 . 2 . D E S H I D R A T A C I Ó N D E A Z Ú C A R I ^

© O B J E T I V O :

Observar tres reacciones consecutivas, dos de ellas son redox (la combustión del etanol y la oxidación del azúcar por el clorato de potasio), y la otra es una reacción de deshidratación de azúcar por ácido sulfúrico.

P F U N D A M E N T A C I Ó N :

Al aproximar el papel encendido a la mezcla de clorato de potasio, azúcar y etanol se activa la reacción de combustión del etanol; el calor generado por esta reacción (exotérmica) da lugar a la reacción redox entre el azúcar y el clorato de potasio, que a su vez genera calor suficiente para iniciar la reacción de deshidratación del azúcar, en la cual se produce carbono, agua y calor

r Un recipiente refractarioS Un vaso de precipitados de 50 mL.y Una probeta de 50 m Lr Una espátula.r Un agitador.y Balanza.r Pinzas

►


r Azúcary Clorato de potasioy Alcohol etílico (etanol) de 96 ° G L.

1 En el vaso de precipitados de 50 mL, pesar 25 g de azúcar. Después vaciarlos en el refractario.

2. En el mismo vaso de precipitados, pesar 5 g de clorato de potasio e incorporarlos al refractario

3 Con ayuda del agitador, mezclar el azúcar con el clorato de potasio4. En la probeta verter 15 m L de alcohol etílico y agregarlos cuidadosamente al

refractario5 Mediante el agitador, tratar de formar un cilindro con la mezcla del refractario6. Colocar un papel en las pinzas, encenderlo y acercarlo a la mezcla.

46


7 Observar lo que sucede


♦ Utilizar bata y guantes♦ No dejar la mezcla de azúcar con clorato de potasio por más de una hora, ya que

es inestable y puede encenderse.

-r e s p a l d o c i e n t í f i c o :

Uno de los principales componentes de los alimentos son los carbohidratos, que representan una fuente importante de energía en los organismos. Estos compuestos están formados por carbono, hidrógeno y oxígeno y se pueden clasificar en: azúcares, oligosacáridos y poligosacáridos.

1. Azúcares o monosacáridos: Los más sencillos son los de tres átomos de carbono y pertenecen al grupo de las triosas, mientras que los de cuatro, cinco y seis corresponden a las tetrosas, pentosas y hexosas. Entre los más importantes se tiene a la glucosa cuya fórmula es CeH^Oe y su representación se muestra en la fig. 2.1 es muy abundante en frutas y verduras como las manzanas, uvas, fresas, cebollas, papas, etc., su concentración depende del grado de madurez de las mismas. Otro azúcar igualmente importante es la galactosa, constituyente de compuestos químicos denominados cerebrósidos y ganglósidos, esenciales en los tejidos nerviosos del cerebro, se encuentra poco en forma libre como monosacárido, pero es abundante en forma combinada, principalmente con la glucosa, para formar el disacárido denominado lactosa, presente en la leche. Por otro lado, la fructosa se encuentra en los jugos de varias frutas y mieles

a-D-glucosa a-D-galactosa

CH2OH OH

CH,OH

O H H

p-D-fructofuranosaF i g . 2 . 1 E s t r u c t u r a d e d if e r e n t e s m o n o s a c á r id o s

2 Oligosacáridos' Formados por la unión química de dos a seis monosacáridos Dentro de este grupo, los más importantes son los disacáridos y algunos tri y tetrasacáridos. Un disacárido muy conocido es la sacarosa, cuya fórmula es C 12H 22O 11, es el azúcar que se emplea comúnmente para endulzar las aguas y está constituida por glucosa y fructosa, que se unen por condensación, con la consecuente pérdida de una molécula de agua. De la misma manera glucosa y galactosa forman la galactosa y el disacárido presente en la malta, denominado maltosa es producido mediante dos moléculas de glucosa

erí'A-c1', c.o.al ZLd.oo'tTCi 4 7


S a c a r o s a M a l t o s a

F i g . 2 . 2 E s t r u c t u r a d e d o s d is a c á n d o s

3. Polisacáridos: Son carbohidratos que tienen muchos monosacáridos unidos químicamente, pueden estar constituidos por una o varias clases de monosacáridos. Ejemplos de estos son la celulosa y el almidón, la primera es un carbohidrato abundante en la naturaleza, pues constituye las paredes de los tejidos de las fibras vegetales; la madera es la fuente más importante de esta, mientras que el algodón representa la forma comercial más pura. El almidón sirve como reserva energética en las plantas y se le puede encontrar en papas, maíz y otros cereales

F i g . 2 .3 E s t r u c t u r a d e u n p o h s a c a n d o

De acuerdo al experimento, se tiene que- al acercar el papel inflamado se produce la reacción de combustión del etanol, que desprende calor suficiente para dar inicio a la segunda reacción, en la cual el azúcar de mesa o sacarosa se combina con clorato de potasio produciendo dióxido de carbono, agua, cloruro de potasio y calor

C H 3C H 2 0H(d + 3Ü2(g) ~* 2C 02(g) + 3H20(g) + calor

C 12H 22O 1 i(s) + 8KCIC>3(s) -+ 12CÜ2(g) + 11H20 (|) + 8KCI(S) + calor

El calor desprendido de la segunda reacción ayuda a activar la tercera reacción, de deshidratación del azúcar, mediante la cual se obtiene una columna voluminosa de carbono.

Ci2H220ii(S) -*12C(S) + 11H20(„ + calor

La primera y segunda reacción son reacciones redox, la primera es una reacción de combustión, que se explicó en la demostración 2 1

-3 -1 2-1 0 4-2 1-2C H 3 C H 2 O H(i)+ 3 O 2(g> —> 2 C Ü 2(g) + 3 H 2 0(g) + calor

48


En la segunda reacción el carbono e s oxidado, ya que aumenta su número de oxidación de +0 en la sacaro sa a +4 en el dióxido de carbono, a su vez, el cloro es reducido disminuyendo su número de oxidación de +5 en el clorato de potasio (KCIO3 ) a -1 en el cloruro de potasio (KCI)

0 -5 .4 -1C12 H22 Oii(S)+ 8K CI Ü3(s) —> 12 C O2(g) + 1 1 H2 0(g)+ 8K CI(S) + calor

La última reacción, no redox, involucra reacomodos de enlaces, pu es todos losenlaces C -0 y la mayoría de los enlaces C-H de la sacaro sa s e rompen y sonreemplazados por enlaces C-C (formando grafito) y O-H (generando agua). Cabe señalar que la energía de activación de la deshidratación del azúcar e s alta, y la reacción ocurre sólo a altas temperaturas (mayores a 500°C), por lo que la columna de carbono no ascenderá hasta después de que tome lugar la reacción de oxidación del clorato de potasio, la cual libera CO2, que al mezclarse con la columna d e carbono, origina un producto con baja densidad

El hecho de que tres reacciones ocurran consecutivamente en esta demostración, indica que en la realidad esto sucede con frecuencia, e s decir, muchos fenómenos no pueden ser descritos por una sola reacción.

49


2 . 3 . D E S H I D R A T A C I O N D E A Z U C A R I I 295 95 >

OBJETIVO:

Observar la reacción de deshidratación del azúcar por ácido sulfúrico y comparar el producto obtenido con el de la demostración anterior. Igualmente, conocer la importancia del dióxido de azufre en la industria alimenticia y el efecto de éste y del dióxido de carbono en la naturaleza

nt r F U N D A M E N T A C I O N :

El ácido sulfúrico actúa como deshidratante dei azúcar, llevándola hasta carbono y produciendo calor Además el carbono obtenido reacciona con ácido sulfúrico, generando más agua, dióxido de carbono y azufre gaseosos, los cuales ocasionan la elevación del material resultante

1. En el vaso de precipitados de 400 mL, depositar el azúcar hasta llegar a la marca de 75 mL.

2. En el vaso de precipitados de 50 mL, vaciar cuidadosamente 25 mL de ácido sulfúrico

3. Depositar todo el azúcar del vaso de precipitados en el recipiente refractario4. Acomodar con la espátula el azúcar del refractario de tal forma que en medio

quede una mayor cantidad que en las orillas5. Vaciar con cuidado el ácido sulfúrico concentrado comenzando en las orillas y

terminando en el centro.6 Observar lo que sucede

E.eviGiLi? Ccval z.aríitu'ira 50

y Un recipiente refractario.y Un vaso de precipitados de 50 mL.y Un vaso de precipitados de 400 mL.y Una espátula.

0 « S U S T A N C I A S :

y Azúcar.r Ácido sulfúrico concentrado

\ P R O C E D I M I E N T O :

CAPÍTULO 2 R E A C C IO N E S D E Ó X I D O -R E D U C C I Ó N

A P R E C A U C I O N ES:

♦ Utilizar bata♦ Antes de desechar el producto, esperar a que éste y el refractario se enfríen♦ Algunos g a s e s que se desprenden de la reacción son tóxicos por lo que e s

recomendable realizar este experimento en lugares abiertos o utilizar una campana de extracción para que los g a s e s no sean inhalados

♦ Al vaciar el ácido sulfúrico usar guantes de caucho (contra sustancias ácidas ybásicas), para evitar quemaduras

♦ Emplear lentes de seguridad para proteger los ojos de los vapores

El ácido sulfúrico funciona como deshidratante del azúcar de m esa o sacaro sa, ya que al entrar en contacto con éste, separa el hidrógeno y oxígeno, en forma de agua, contenido en el azúcar, dejando sólo carbono y produciendo calor De hecho, el sólido obtenido no e s carbono puro, ya que probablemente consiste de estructuras planas aromáticas (llamadas hojas de grafeno) que están terminadas abundantemente con átomos de hidrógeno en sus bordes

Por su parte, el carbono obtenido reacciona con el ácido sulfúrico formando dióxido de carbono y de azufre, más agua y pequeñas cantidades de monóxido de carbono estos g a s e s hacen que se eleve el material en forma de una espuma negra

C12H22O1KS) Hso— > 12C(S) + 11 H20(i) + calor

C(S) + 2H2SC>4(|) C02(g) + 2S02íg) + 2H20(g)

El dióxido de azufre ( S 0 2) junto con los óxidos de nitrógeno, en menor cantidad, son los responsables de la lluvia ácida, pues estos óxidos reaccionan con agua y forman los correspondientes ácidos, provocando que el agua de lluvia presente un pH menor a 5 5 Por ejemplo, el SO2 proveniente de la combustión de materiales fósiles (gasolina, carbón, petróleo, e t c ) requeridos para la obtención de energía así como de las erupciones volcánicas, se oxida en la troposfera hasta formar ácido sulfúrico La

R E S P A L D O CIENTIFICO:

* w ** » w¿a i a' £ >

s <* i -•}' z> >» * a C

Fig.2.4 Estuictuifi de una hoja de giafeno leí minada con átomos de H


lluvia ácida, con el tiempo, tiene el efecto de corroer las construcciones de piedra caliza y mármol (CaCOs), esto mediante la siguiente reacción

CaCC>3(s) + H2S 0 4 (ac) C aS 0 4 (s) + H2 0 (i) + 0 O2(g)Además, el dióxido de azufre ataca directamente al carbonato de caicio:

2CaC03(s) + S Ü 2(g) + 0 2 (g) CaS0 4 (s) + C 0 2 (g)

Una ventaja para los lagos mexicanos e s que la mayoría de ellos tienen suelos calcáreos, lo que permite que el ácido que llega a ellos, reaccione con el carbonato de calcio en el fondo

Por otra parte, al exponer una flor sobre los vapores de dióxido de azufre, s e observa una decoloración, ya que los colorantes de la misma, entre ellos las ya mencionadas antocianinas, son fácilmente atacadas por el S 0 2. Por ello, es te mismo gas e s empleado tanto para blanquear, como para preservar frutas, pues previene el crecimiento de bacterias y mohos.

Otro gas producido en la demostración e s el CO2, que e s de gran importancia, ya que el aumento de la concentración del mismo en la atmósfera, está relacionado con el incremento de la temperatura de la superficie terrestre, por lo cual lo hace fundamental en el control del clima

F, Cnn.1l 52


2 . 4 . V A R I T A M A G I C A 9 19261

OBJETIVO:

Observar la reacción redox que ocasiona el encendido de una vela, en la cuál intervienen el azúcar, el clorato de potasio y el ácido sulfúrico Asimismo, conocer el principio de los cerillos.

Cuando s e pone en contacto el ácido sulfúrico con la mezcla de azúcar y clorato de potasio, contenida en el pabilo, s e efectúa una reacción redox entre el clorato de potasio y el azúcar, y s e induce la formación de una pequeña flama púrpura que enciende el pabilo de la vela

y Un recipiente refractario.y Un vaso de precipitados de 50 mLy Una probeta de 10 mLy Una espátula.y Una vela.y Un varilla de vidrioy Mortero con pistilo■s Cutter,

y Ácido sulfúrico concentrador Azúcary Clorato de potasio

(f fP R O C E D I M I E N T O :

1. Agregar clorato de potasio a la probeta hasta llegar aproximadamente a la marca de 1 mL

2. Vaciarlo al mortero y molerlo.3 Depositar en el refractario el clorato molido y limpiar el mortero.4 Repetir los pasos 1 y 2 empleando azúcar en lugar de clorato de potasio

posteriormente vaciarla al refractario.5. Con la espátula, mezclar el azúcar con el clorato de potasio.6 Utilizando el cutter, quitar la parafina que se encuentre en los hilos del pabilo7 Separar cuidadosamente los hilos del pabilo, hasta obtener hilos más finos.

? cr, 2 l 53



8 Impregnar los hilos del pabilo con la mezcla de clorato de potasio y azúcar9 Con cuidado, depositar unos cuantos mililitros de ácido sulfúrico en el vaso de

precipitados de 50 mL.10. Mojar la varilla de vidrio con el ácido.11 Tocar el pabilo de la vela con la varilla mojada con ácido12. Observar lo que sucede.


♦ Utilizar bata y guantes.♦ No moler la mezcla de clorato de potasio con azúcar, ni dejarla por más de una

hora, ya que e s inestable y puede encenderse.♦ Emplear lentes de seguridad para proteger los ojos de los vapores.

y & p * R E S P A L D O CIENTIFICO:

En esta demostración, básicamente acontece la reacción redox entre el clorato de potasio y el azúcar, presentada en la demostración 2.2, excepto que, para que s e lleve a cabo ésta, s e requiere la presencia de una pequeña cantidad de ácido sulfúrico concentrado. Además s e produce una flama púrpura que permite el encendido de la vela, cuyo color s e debe a la existencia de una sal de potasio

C12H22O1KS) + 8KCI03(s) H2S° 4tconc) > 12 C 0 2(g) + 11H20 (i) + 8KCI(S) + calorSin embargo, s e producen otras reacciones que dan lugar a g a s e s como el CO2,

el monóxido de cloro (CIO) y el dióxido de cloro (CI02) (estos dos últimos son tóxicos).Asimismo, el clorato de potasio sufre una descomposición con calor, produciendo

cloruro de potasio y oxígeno, necesario en la combustión.

2KCI03(s) 2 KCI(S)+ 3 02(g)Esta e s una de las muchas reacciones (que todavía se siguen estudiando)

implicadas en el encendido de un cerillo, pues la cabeza del mismo contiene clorato de potasio, sulfuro de antimonio (Sb2S3) y aglutinante, y unidos a ella s e encuentran la parafina y la madera, que s e comportan como combustibles, necesarios para mantener la reacción de combustión. Por su parte, la chispa y el calor iniciales se originan por fricción sobre la tira de encendido, la cual está compuesta por sustancias abrasivas y fósforo rojo.

F n C?i il ZLO ozR 54


2 . 5 . E X P L O S I Ó N D E P O L V O D E L I C O P O D I O ^

1®1 OBJETIVO:

Observar la explosión del polvo de licopodio con el propósito de aplicar esta experiencia en la toma de medidas de seguridad en fenómenos relacionados con la dispersión y explosión de polvos.


El polvo de licopodio al tratarse de una sustancia combustible que s e encuentra finamente pulverizada, s e dispersa con facilidad en el aire y reacciona rápidamente con el oxígeno del mismo, provocando una violenta explosión que sacude el bote metálico.

y Un bote metálico con tapa del mismo materialy Una manguera de látex de mínimo un metro.y Dos tapas de garrafón de agua.y Un embudo de hojalata.y Un candelabro de hojalata.y Una cucharita de plástico.y Bomba para inflar globosy Cerillos.y Silicony Taladro

0 S U S T A N C I A S :

y Polvo de licopodioA p


1. En la b ase del bote hacer un orificio con el taladro, de tamaño suficiente parapoder introducir la manguera de látex. En seguida, con Silicon pegar las tapas degarrafón en los extremos de la b a se (soporte)

2 Colocar el embudo dentro del bote, conectándolo a la manguera.3. Instalar la vela en el candelabro y encenderla con cuidado.4. Poner el candelabro dentro del bote.5 Depositar una cucharada de polvo de licopodio en el embudo.6 Jalar aire con la bomba para inflar globos, acoplarla a la manguera y tapar el bote

firmemente7 Resguardarse bajo la m esa y aplicar el aire con la bomba


A S . P R E C A U C I O N E S .

♦ Utilizar bata.♦ Es recomendable que el observador se mantenga a una distancia mínima de un

metro♦ Al efectuar la demostración, mantener alejado cualquier otro material combustible.

El polvo de licopodio e s amarillo, sin olor ni sabor y está constituido por esporas que se localizan sobre las hojas de la planta del mismo nombre, las cuales contienen alrededor de un 50% de aceite fijo; su uso principal es en Homeopatía Este polvo e s un material combustible que al encontrarse finamente dividido, s e dispersa fácilmente en el aire, lo cual provoca que cuando llega a su punto de ignición explote violentamente, mediante una reacción exotérmica que libera energía en forma de calor y sonido; sin embargo, ya que no se conoce con precisión la estructura química del mismo, no e s posible escribir ecuaciones específicas de la combustión.

Este mismo efecto puede presentarse en las minas de carbón, molinos de harina y elevadores de granos, de ahí la importancia de tomar ad ecu ad as medidas de seguridad en el manejo de sustancias combustibles finamente pulverizadas, con el propósito de prevenir un accidente

Un dato interesante e s que las plantas verdes convierten el dióxido de carbono y el agua en carbohidratos y oxígeno, por medio de reacciones redox denominadas fotosíntesis.

En los animales existe un proceso inverso, parecido a la combustión, en el cual, por una serie de reacciones redox se produce energía a nivel celular


6C02(g) + 6 H 2 0 (|) -» CsHi20s(ac) + 6 02(g)

CeH^Oejac) + 6 Ü 2(g) -* 6 C 0 2 (g) + 6 H 2 0 (i)

E, P.'-J'L. Í’ C C'i ¿tí j o r z p 56


r

2 . 6 . C O M B U S T I O N D E P E R M A N G A N A T O

Y G L I C E R I N A [5i3M|

@ OBJETIVO:

Observar la combustión espontánea del permanganato de potasio y glicerina. Así como conocer diferentes usos del permanganato de potasio


Al entrar en contacto la glicerina o glicerol con el permanganato d e potasio, se lleva a cabo una combustión espontánea, la cual produce calor, fuego y g a s e s . El color violeta de la flama nos indica la presencia de una sal de potasio

r Un vidrio de relojy Un vaso de precipitados de 50 mL.y Una espátulaS Una jeringay Mortero con pistilor Balanza

1. Pesar 1 g de permanganato de potasio en el vidrio de reloj.2. Depositar el permanganato en el mortero y molerlo3. Colocar el permanganato de potasio molido en el vidrio de reloj y con la espátula

formar una montañita. con una cavidad en el centro4 Con la jeringa succionar aproximadamente 1 mL de glicerina y depositarlo en la

cavidad de permanganato5 Observar lo que sucede.


♦ Utilizar bata y guantes.

r Glicerina.y Permanganato de potasio


Fif.-iPud CrO,dL 57


Manejar el permanganato con cuidado, pues pueden ocurrir explosiones cuando éste s e pone en contacto con sustancias orgánicas o fácilmente oxidables


El p e rm angana to d e po tas io (KMn0 4 ) s e comporta como a g e n te oxidante, ya que oxida v io len tamente a la glicerina (C3H5(OH)3), liberando, como en to d a s las reacc iones de oxidación completa d e com pue s to s orgánicos, dióxido d e c a rbono y agua , m ed ian te la sigu ien te reacción

14 KMn04(S) + 4 C3H5(OH)3(i) —* 7 K2C03(S) + 7 Mn203(S) + 5 C02(g) + 16 H20(g)El carbono y el manganeso cambian sus números de oxidación. El carbono sufre

una oxidación, ya que los carbonos laterales modifican dicho número de -1 a +4, mientras que el carbono central lo hace de 0 a +4. A su vez, el m anganeso s e reduce disminuyendo su número de oxidación de +7 a +3

O H O H OH4 HjC C C H 2 + 14 K M n 0 4(S) ► 7 K2C 0 3(S) + 7 M n 20 3(S) + 5 C 0 2(g) + 16 O ^

El residuo sólido está formado por el óxido de manganeso (III) (Mn2Os), de color negro y el carbonato de potasio, blanco (K2CO3), sin embargo, también s e puede observar un material cristalino verdoso, el cual indica que s e formaron otros productos. Así, cuando s e adiciona agua al residuo s e produce una solución verde oscura y un sólido insoluble, donde el color verde e s probablemente debido a la presencia de manganato de potasio (K2Mn04) y el sólido insoluble a la de Mn2Ü3 y/o MnC>2.

El permanganato de potasio s e emplea frecuentemente como indicador en reacciones redox, su comportamiento químico depende del pH y generalmente se usa en medio fuertemente ácido El permanganato e s una sustancia de color morado intenso, al ser agregado a una solución ácida que contenga un reductor, actúa como oxidante y pierde su color, ya que se transforma en Mn+2, un ion incoloro, sin embargo cuando termina de reaccionar con el reductor, con una mínima cantidad de permanganato que s e adicione, la solución adquiere un color rosado, debido a que el permanganato ya no tiene con quien reaccionar

Ahora, si se añade permanganato de potasio a una solución alcalina, como por ejemplo, de hidróxido de sodio y s e vacía un poco sobre una servilleta doblada o un papel filtro, se observará un cambio de color en ei papel, de morado a verde, lo que indica que la celulosa del papel (polímero formado por varias unidades de glucosa), reduce al manganeso de +7 a +6. Además d esp ués de un minuto, aparecerá un color café que informa que s e produjo otra reducción del manganeso a +4.

El permanganato s e usa como agente blanqueador en grasas, aceites, algodón, seda y otras fibras Además s e ha utilizado como antiséptico y desinfectante, para eliminar la materia orgánica en estanques de peces, en la elaboración de placas de

C",2i ozX 58

CAPÍTULO 2 R E A C C I O N E S DE Ó X ID O -R E D U C C IÓ N

circuitos impresos, para neutralizar los efectos del pesticida rotenona y en la eliminación de g a s e s de combustión durante la determinación de mercurio

F Co-nt yn. 59


2 . 7 . U N A R E A C C I O N R E D O X C O N

V I T A M I N A C 6916446465i

@ OBJETIVO:

Conocer las reacciones redox que s e producen entre la vitamina C, la tintura de yodo, el agua oxigenada y el almidón, sustancias que tienen un uso extendido en diversos sectores

¿ ^ ' F U N D A M E N T A C I Ó N :

En la solución A, el ácido ascórbico participa en una reacción redox con el ion triyoduro (de color café) de la tintura de yodo, para obtener ácido yodhídrico (incoloro), el cual ai juntar las soluciones A y B e s oxidado a yodo molecular, por el agua oxigenada Posteriormente, el yodo reacciona con el ion yoduro, formando el ion triyoduro que es consumido rápidamente por el ácido ascórbico presente, con lo que se observa un retraso en la formación del complejo almidón-yodo (azul oscuro), hasta el agotamiento del ácido

S Tres vasos de precipitados de 50 mLy Dos vaso s de precipitados de 250 mLy Una probeta de 10 mLS Una pipeta de 5 mLy Una propipetay Una espátula.s Una agitadors Parrillay Balanza

á> S U S T A N C I A S :

S Acido ascórbico (Vitamina C).y Tintura de yodo al 2%.✓ Agua oxigenaday Agua destiladay Almidón.


Para preparar la solución de almidón, depositar 100 mL de agua en un vaso de precipitados de 250 mL y calentarla en la parrilla.

.■s-tJ'H'Z Cr c i Z ? , ? ,v; 60


2 P esar 1 g de almidón, vaciarlo en 6 mL de agua fría y disolverlo hasta suspensión uniforme

3. Cuando el agua empiece a hervir, adicionar lentamente los 6 mL de solución de almidón Apagar la parrilla, depositar la solución en un frasco etiquetado y dejarla enfriar.

4. Para preparar la solución de ácido ascórbico, pesar 1g de ácido ascórbico.5. Agregar 60 mL de agua destilada y con el agitador mezclar la solución.6. Para preparar la so lución A, adicionar 5 mL de solución de ácido ascórbico a un

vaso de precitados de 50 mL y después agregar 5 mL de tintura de yodo.7 Ahora depositar agua destilada hasta completar 40mL de agua y con el agitador

mover la solución.8. Para preparar la so lución B, depositar 3 mL de solución de almidón en un vaso de

precitados de 50 mL9. Agregar agua oxigenada hasta completar 40 mL..10. Juntar las soluciones A y B en un vaso de precipitados de 250 mL y con el agitador

mezclarlas11 Observar la solución resultante durante aproximadamente 2 min


♦ Utilizar bata y guantes♦ Mantener la tintura de yodo alejada de cualquier flama, ya que contiene alcohol

etílico.


La tintura de yodo, blanqueador casero, agua oxigenada y ácido ascórbico o vitamina C, que están presentes de una u otra manera en nuestras actividades cotidianas son promotores de diversas reacciones de óxido-reducción

La tintura de yodo e s un antiséptico8, que s e ha empleado durante muchos años para el tratamiento de heridas menores. Para su preparación se agrega l2 sólido a etanol con un poco de ioduro de potasio disuelto9, cuya función e s promover la disolución del b. Esto mediante la siguiente reacción:

l2(s) + I (ac) ^ I 3(ac)

x Un antiséptico es una sustancia que impide el crecimiento de los microorganismos y se aplica generalmente sobre los tejidos vn os, mientras que un desinfectante se emplea en materiales inanimados y su función es la de destruir los microorganismos patógenos y las bacterias presentes

° Las soluciones que se preparan disolviendo yodo en una solución de yoduro de potasio se conocen como soluciones de triyoduro. Sin embargo, se denominan con frecuencia soluciones de yodo, tomando en cuenta el comportamiento estequiométnco de las mismas (I; + 2 c 2 1 )

61


El almidón se emplea como indicador en reacciones redox en las que participa el yodo como oxidante o el ion yoduro como reductor, debido a que reacciona con el ion triyoduro y forma un complejo azul-negro

2 l"3(ac) + almidón ±5 complejo almidón-l5' + r(ac,El color que aparece en presencia del yodo se supone que e s debido a la

absorción de la especie yodo 13 en la cadena helicoidal formada por la |3~amilosal0 una molécula enorme, presente en la mayoría de los almidones, formada por muchas moléculas de maltosa polimerizadas

Fig.2.5 Estiuctimi del complejo \odo-almidon

La reacción de desproporción e s un caso especial de reacción donde un mismo elemento en un estado de oxidación se oxida y se reduce al mismo tiempo La descomposición del peróxido de hidrógeno o agua oxigenada11, es un ejemplo de una reacción de desproporción

2 H 2 O 2 (oc) — > 2 H 2 0 (1; 0 2 (g)

Aquí el número de oxidación del oxígeno en el peróxido de hidrógeno e s -1 y aumenta a O en el O2 mientras que al mismo tiempo disminuye a -2 en el H20 Otro ejemplo es la reacción entre el cloro molecular y el NaOH en disolución

CI2 (g"! ~20H (ac) —> CIO íao) " CI (ac) ~ H20 ^

Esta reacción muestra la formación de los blanqueadores casero s El ion hipoclorito (CIO ) oxida a las sustancias presentes en las manchas transformándolas en compuestos incoloros

Además el cloro molecular se emplea para purificar agua y desinfectar albercas, pues se cree que los iones CIO" que se producen al disolver el cloro en agua, destruyen las bacterias por medio de la oxidación de compuestos que son vitales para ellas

Cl2(g) + H2OÍI) HCI(ac) + HCIO(ac)

El almidón es «na nte/cla dt dos polisacáiidos la amilasa \ la amilopectina que se difcicnua de la anulasa poi la piesencia de lanuhcacioncs \ la foima moleculai paiecida a un aibol ] 1 Solucion de peioxido de hidiogeno H-O al V \>

62


Por otro lado, el cloro tiene una función biológica importante en el cuerpo humano, ya que el ion cloruro (CI") es el anión principal tanto en los fluidos intracelulares como en los extracelulares.

En el experimento, el ácido ascórbico12 reacciona con yodo, a través del ion troyoduro presente en la tintura, el cuál se manifiesta como agente oxidante (aceptor de 2 electrones), ya que ocasiona la oxidación de la vitamina C, que a su vez se comporta como agente reductor (donador de 2 electrones), permitiendo la reducción del ion triyoduro de color café a ácido yodhídrico (Hl) incoloro.

El producto de la oxidación de la vitamina C e s una forzada y activada lactona, la cual espontáneamente s e hidroliza en solución acuosa formando ei ácido 4,5,6-trihidroxi -2,3-di ceto-hexanó i co

Al mezclar las soluciones A y B, el acido yodhídrico e s oxidado a yodo molecular y agua por ei peróxido de hidrógeno. El yodo reacciona con los iones yoduro y forma ei ión triyoduro

2HI(ac) + H202(ac) “* h(ac) + 2 ^ 0 (1)

l2(ac) + I (ac) I 3(ac)La oxidación de la vitamina C por el ion triyoduro e s mucho más rápida que la

oxidación del Hl por el H2O2, por lo que los iones triyoduro s e consumen tan rápido como son formados, impidiendo la formación del complejo almidón-yodo Sin embargo, después de que todo el ácido ascórbico s e agota, los iones triyoduro reaccionan con el almidón para dar lugar a la solución azul oscura

2 l'3(ac) + almidón -* complejo almidón-ls" + l'(ac)

12 La vitamina C, en sentido estricto no es un ácido, dado que en su molécula no está presente un grupo carboxilo libre, de hecho es una lactona o ester cíclico que se comporta como ácido, por lo que se considera como tal

63


Cabe señalar que debido a que la reacción de oxidación del ácido ascórbico por el agua oxigenada e s relativamente lenta, no interfiere en la demostración.

El ácido ascórbico o vitamina C, e s la mejor conocida de las vitaminas, es necesaria en la síntesis del tejido conectivo y en la buena formación de los huesos, de la dentina, de los cartílagos y de los capilares sanguíneos; quienes consumen una dieta pobre en verduras frescas y cítricos son susceptibles a presentar la enfermedad llamada escorbuto que s e manifiesta con hemorragias y en sus etapas avanzadas hace que el individuo esté más propenso a contraer enferm edades13. S e cree que el consumo de grandes dosis previene y acelera la recuperación del catarro, cura la infertilidad y retarda el comienzo de los síntomas del SIDA.

Además, junto con la vitamina A y E, minerales como el selenio y determinadas hierbas como el romero, el gingko y el cardo, la vitamina C pertenece al grupo de antioxidantes, que son compuestos cuya característica e s la de ser fácilmente oxidados, protegiendo así a otros compuestos del organismo de ser oxidados, ya que s e piensa que la presencia de dichos antioxidantes disminuye la formación de esp ecies reactivas de oxígeno y nitrógeno que dañan las células y otros componentes del cuerpo, ejemplo de dichas especies son el ion superóxido 0~2, el radical OH, radicales peroxilo RO2 , radicales alcoxil R O , óxido nítrico NO y dióxido de nitrógeno NO2 .

Por otro lado, el yodo e s un constituyente fundamental de la tiroxina, la hormona de la tiroides que controla la oxidación celular. La falta de yodo en la dieta podría causar un agrandamiento de la glándula tiroides (denominado bocio) La sal de m esa yodada, contiene aproximadamente 0 01% de Kl o Nal, concentración suficiente para satisfacer el requerimiento de 1 mg por sem ana para la formación de tiroxina en el cuerpo

Otros productos que desempeñan una función similar a la tintura de yodo son el merthiolate y el mercurocromo, cuyas estructuras s e muestran en la fig. 2 6.

HgOH

MercurocromoFig.2.6 Estructura de dos antisépticos

13 El explorador portugués Vasco de Gama perdió más de la mitad de su tripulación por dicha causa durante el viaje de dos años alrededor del Cabo de Buena Esperanza en 1497-1499

64


2 . 8 . D E N E G R O A I N C O L O R O ^ 3

5 OBJETIVO:

Conocer ia variedad de reacciones redox que se llevan a cabo entre diferentes sustancias, directa o indirectamente em pleadas en el hogar Ello a través de la coloración y decoloración de soluciones.

6 F U N D A M E N T A C I Ó N :

Cuando s e combinan las soluciones A y B (incoloras), s e produce una reacción redox entre los iones hipoclonto y yoduro, ésta promueve la formación del ion triyoduro, el cual al encontrarse con el almidón forma el complejo azul oscuro Al mezclar las soluciones C y D (incoloras) s e ocasiona la precipitación del hidróxido de magnesio (blanco). Finalmente, al juntar las soluciones resultantes el ácido ascórbico reacciona con el ion triyoduro destruyendo el complejo azul oscuro, mientras que el precipitado se disuelve en el ácido acético sobrante; dando como resultado una solución incolora.

t í l p M A T E R I A L E S :

r Un matraz Erlenmeyer de 500 mLy Dos matraces Erlenmeyer de 250 mL.y Un vaso de precipitados de 100 mLy Un vaso de precipitados de 50 mLy Cuatro vasos de precipitados de 250 mLr Una probeta de 50 mL.s Una probeta de 10 mL.y Una pipeta de 5 mLy Una propipetay Una espátula.y Un agitador.•s Balanza


y Acido ascórbico.y Acido acético/ Hidróxido de amonio.r Sulfato de magnesio heptahidratadoy Acido ascórbicoy Solución de almidón (ver preparación en la demostración 2.7)

-v? C n -T 7- 65


1 Para preparar la solución de ácido acético, en un matraz depositar 5.7 mL de ácido acético glacial, completar con agua destilada hasta obtener una solución de 100 mL y disolver con agitador

2. Para preparar la solución de hidróxido de amonio, en un matraz depositar 7 mL de solución de hidróxido de amonio al 26%, completar con agua destilada hasta conseguir una solución de 100 mL y mezclar con agitador.

3. Para preparar la solución de blanqueador, en un vaso de precipitados vaciar 15 mL de blanqueador, completar con agua destilada hasta obtener una solución de 60 mL y mezclar con agitador.

4. Para preparar la solución A, en un vaso de 250 mL pesar 0.6g de yoduro depotasio y añadir toda la solución de ácido acético.

5. Agregar 2.5 mL de solución de almidón y con el agitador mover la solución6. Para preparar la solución B, depositar 5 mL de solución blanqueadora en un vaso

de precipitados de 250 mL, agregar agua hasta completar 100 mL de solución y agitarla.

7. Para preparar la solución C, en un vaso de precipitados de 250 mL pesar 2.5g de sulfato de magnesio heptahidratado.

8. Adicionar 45 mL de solución de ácido ascórbico (ver demostración 2 7, s e puede emplear la sobrante, siempre y cuando no hayan pasado muchas horas despuésde su preparación) o bien agregar 0.75g de ácido ascórbico

9. Posteriormente depositar agua destilada hasta completar 100 mL de solución y con el agitador mover la solución

10. Para preparar la solución D, vaciar los 100 mL de solución de hidróxido de amonio en otro vaso de precipitados de 250 mL

11. Vaciar la so lución B en el vaso que contiene la solución A.12. Depositar la so lución D en el vaso que contiene la so lu ció n C y agitar la solución

resultante.13 En un matraz Erlenmeyer de 500 mL, depositar una por una las soluciones

resultantes y observar lo que ocurre.

A PRECAUCIONES:

♦ Utilizar bata y guantes.♦ Usar lentes de seguridad durante la preparación y manejo de las soluciones.♦ Preparar la solución de hidróxido de amonio en un lugar bien ventilado.♦ Seguir exactamente las instrucciones de mezclado, ya que otras combinaciones

pueden producir g a s e s tóxicos

C uando las so luc iones A y B en tran en contacto, el ion yoduro e s oxidado por el ión hipoclorito en solución ácida, d ando lugar al yodo e lementa l, d e a cue rd o con la siguiente reacción:


6 6


21 (ac) + CIO (ac) "*■ 2H (ac) Í2(ac) CI (ac) + H2OPosteriormente, el yodo mteractúa con el ion yoduro, para dar paso al ion

triyoduro, que combinado con el almidón presente produce el color azul intenso o negro característico del complejo almidón-yodo originando una solución negra

h(ac) + I (ac) I 3(ac)2 !'3(ac) + almidón -*• complejo almidón-l5' + r(aC)

Al mezclar las soluciones C y D, el ion magnesio del sulfato d e magnesio hidratado, precipita como hidróxido de magnesio, de color blanco, por medio d e la solución acuosa de amoniaco.

Mg2+(ac) + 2NH3(ac) + 2H20 - Mg(OH)2(s) + 2NH4+(aC)Al combinar las soluciones producto s e tiene que el ion triyoduro presente en la

solución negra será reducido a ión yoduro, mediante el exceso de ácido ascórbico que inicialmente s e incluyó en la solución C

21 3(ac) + C6H80 6(ac) ^ 2H+(aC) + 2l'(ac) + CeHeOeoc)El ácido ascórbico reacciona rápidamente y completamente con el ion triyoduro,

por lo que el color del complejo almidón-yodo desaparece. Al mismo tiempo, el hidróxido de magnesio precipitado s e disuelve por el exceso de ácido acético añadido en la solución A

Mg(OH)2(S) + 2CH3C 0 2H(ac) Mg2+(aC) + 2CH3C02(ac) + 2H20Es así, como tanto el color blanco y negro desaparecen, dando lugar a una

solución incolora

5, e/id-, a Cr, aL z lx , a rc z , 1 67


2 . 9 . C A T A L A S A P A R A L A E S P U M A

OBJETIVO:

Observar la descomposición catalítica del agua oxigenada y su aprovechamiento en la formación de espuma De la misma manera reconocer la importancia de las enzimas en los procesos biológicos y alimenticios.

¿ r ' F U N D A M E N T A C I Ó N :

La enzima catalasa, presente en la levadura de panadería, acelera la reacción exotérmica de descomposición del agua oxigenada en agua y oxígeno, sustancias que al entrar en contacto con el detergente forman espuma; la glicerina y la grenetina le dan una mejor consistencia

y Un vaso de precipitados de 100 mL r Dos vasos de precipitados de 50 mL.y Una probeta de 10 mL.y Una botella de refresco de 600 mLy Un agitadorr Una espátulas Termómetror Parrilla.r Balanza

4 S U S T A N C I A S :

y Glicerina.y Detergente líquido para trastes ■r Levadura para pan.y Grenetina sin sabory Agua oxigenada.y Colorante para alimentos.

1 En el vaso de precipitados de 100 mL, depositar 60 mL de agua oxigenada2 Calentarla en la parrilla hasta aproximadamente 40 °C3 En un vaso de precipitados de 50 mL, pesar 2.4g de grenetina4. Con cuidado, depositar la grenetina en el vaso que contiene el agua oxigenada y

disolverla.

F, ¿.U7lrSl 2L?, 68


5 Medir 1.5 mL de glicerina en una probeta de 10 mL y ahí mismo añadir 7 5 mL de detergente

6. En un vaso de precipitados de 50 mL, pesar 1g de levadura para pan.7 Vaciar el contenido de la probeta en el vaso que contiene la levadura y mezclar

con un agitador8. Adicionar 1 gota de colorante a la mezcla resultante y moverla con el agitador.9 Agregar 2 gotas de colorante a la solución de agua oxigenada y mezclar.10. Depositar la solución de agua oxigenada en la botella de 600 mL y rápidamente

incorporar la mezcla que contiene la levadura 11 Observar lo que ocurre

A PRECAUCIONES:

♦ Utilizar bata y guantes

En esta demostración s e puede observar la descomposición del peróxido de hidrógeno en agua y oxígeno, ello gracias a una enzima denominada catalasa, que s e encuentra en la levadura de panadería y cuya función e s la de actuar como un catalizador (acelerando la reacción) A su vez, esta enzima s e localiza en las papas, las células y en la sangre, pues sirve para eliminar el peróxido d e hidrógeno14, el cual e s tóxico para las células

2H20 2(ac) - C3lalasa- > 2H20 (1) + 0 2(g)En presencia del detergente, la rápida descomposición del peróxido de hidrógeno15

genera espuma, la cual s e expande hasta llenar el contenedor; la glicerina junto con la grenetina proporcionan una mejor consistencia, ya que la grenetina la hace m ás gruesa y la glicerina más estable

La reacción e s exotérmica, pues la temperatura de la botella s e incrementa cercade 10°C.

Las reacciones químicas que s e presentan en las células vivas son complejas, pero están muy bien controladas. Casi todas involucran el uso de catalizadores o enzimas, que son largas moléculas de proteínas con una estructura especializadas y diseñada para trabajar en determinada reacción Miles de diferentes enzimas pueden encontrarse en una célula. Asimismo las enzimas guardan una gran importancia industrial, ya que son em pleadas en el procesamiento de alimentos, la manufactura de detergentes y el tratamiento de aguas residuales

1 ’’ El hecho de que el agua oxigenada se emplee como antiséptico, se debe a que muchas de las bacterias son anaerobias, por lo que mueren con el desprendimiento de oxígeno que se produce cuando la catalasa de los tejidos actúa sobre el agua oxigenada1' Una molécula de catalasa puede actuar sobre cerca de 5 millones de moléculas de peróxido en un minuto

Fr í s - y 'S i - a c p i-a t -C a ,í ir o ^ x 69


Al masticar alimentos con contenido de almidón, la saliva s e encarga de degradar el almidón en pequeñas moléculas de azúcar esto debido a que en ella se encuentra una enzima llamada amilasa, la cual interviene para parcialmente desintegrar al almidón, en un simple disacárido como la maltosa, un pequeño polisacárido como la dextrina y un azúcar simple como la glucosa Igualmente el páncreas produce amilasa, esta sustancia e s llamada amilasa pancreática y forma parte del jugo pancreático, responsable principal de la digestión del almidón en el intestino delgado.

Cuando la fruta y algunos vegetales son cortados, sus células s e dañan y producen ciertas enzimas que reaccionan con el oxígeno del aire, causando un rápido cambio en su color y sabor. A estas enzimas s e les denomina enzimas oxidativas y están encargadas de digerir el tejido de las células en plátanos, aguacate, peras, manzanas, etc

La vitamina C e s un agente reductor natural, en frutas normalmente evita que el oxígeno reaccione con la enzima; esto gracias a que la molécula de la vitamina C e s fácilmente oxidada por el oxígeno en el aire o por la propia enzima Así, cuando la vitamina C está presente, la enzima no puede ser activada y la fruta no s e oscurece, como s e puede observar al añadir limón a una manzana. Sin embargo, la molécula de ácido ascórbico s e transforma cuando reacciona con oxígeno y por tanto, no puede funcionar como una vitamina activa

La enzima que cau sa el oscurecimiento en la fruta, e s una de las muchas que se encuentran en las células de plantas y animales. S e cree que esta enzima ca u sa el oscurecimiento de la piel al participar en la producción de la melanina, el pigmento de la piel que le da el color oscuro La vitamina C s e comporta como un agente reductor activo en las células, ya que reduce moléculas que han sido oxidadas. Además, esta reacciona con moléculas oxidantes para proteger a otras moléculas de la oxidación. No obstante, el mecanismo de actividad no e s bien conocido.

Aunque el ácido ascórbico e s necesario para el funcionamiento normal de lascélulas, el cuerpo humano no lo sintetiza; de ahí su importancia en la ingesta diaria

E t 'é .w L 'ü Co,-M <£,a,j>(tozs 70

CAPÍTULO 2 R E A C C I O N E S D E Ó X I D O - R E D U C C I O n

2 . 1 0 . L A B O T E L L A A Z U L

@ D '& jB T IV D :

Observar las reacciones redox entre el ácido ascórbico, el azul de metileno y el oxígeno del aire, catalizadas por una sal de cobre y cloruro de sodio.

¿ r F U N D A M E N T A C I Ó N :

La molécula “azul” de metileno, al entrar en contacto con el ácido ascórbico torna a su forma incolora la cual al agitar la solución reacciona con el oxígeno del aire, lo que provoca que regrese a su forma colorida, cuando la solución se deja reposar, la primer reacción nuevamente entra en acción La sal de cobre y el cloruro de sodio actúan como catalizadores

M A T e R I A L . e S :

Un matraz Erlenmeyer de 500 mL y Un vaso de precipitados de 250 mLy Cuatro vaso s de precipitados de 50 mLy Una pipeta de 25 mLy Una pipeta de 5 mLy Dos propipetas.y Un embudoy Una pizeta.y Dos frascos de 30 mL.y Una botella de refresco de 600 mLy Un goteroy Una espátula.y Agitadores.y Plumón.y Etiquetas.y Balanza

é S U S T A N C I A S :

y Acido ascórbico (Vitamina C)y Bicarbonato de sodioy Cloruro de Sodioy Sulfato cúprico pentahidratadoy Solución alcohólica de azul de metileno al 1%.y Agua destilada.

CAPITULO 2 R E A C C IO N E S D E O X ID O -R E D U C C I O N


1. En el matraz de Erlenmeyer medir 400 mL de agua destilada y depositarlos en la botella de refresco

2. Con el plumón pintar una línea en la botella para indicar el nivel de agua y regresar el agua al matraz.

3 En el vaso de precipitados de 250 mL, pesar 1 6g de ácido ascórbico4. Disolver el ácido ascórbico con 200 mL de agua destilada.5. En un vaso de precipitados de 50 mL, pesar 1 ,6g de bicarbonato de sodio6. Disolver el bicarbonato en 32 mL de agua destilada.7 Tomar 1 mL de solución de bicarbonato y agregarlo a! vaso de 250 mL, el resto

vaciarlo en un frasco de 30 mL etiquetado8. Con ayuda del gotero, incorporar 7 gotas de solución de azul de metileno a la

solución del vaso de 250 mL9. En un vaso de precipitados de 50 mL, pesar 0 7g de cloruro de sodio, agregarlos al

vaso de 250 mL y agitar la solución10 En otro vaso de precipitados de 50 mL, pesar 0 1g de sulfato cúprico

pentahidratado y disolverlo en 10 mL de agua destilada.11 Tomar 2.4 mL de solución de sulfato, adicionarlos a la solución del vaso de 250 mL

y la solución sobrante conservarla en un frasco de 30 mL etiquetado12 Con el agitador, mezclar la solución del vaso de 250 mL, vaciarla a la botella y

agregar agua hasta la marca13. Esperar unos segundos a que la solución de la botella s e decolore, una vez que lo

haga, taparla y agitarla durante 20 segundos observando lo que ocurre. Si s e d e s e a que la solución vuelva a decolorarse, dejarla en reposo nuevamente


♦ Usar bata y guantes♦ Una vez empleada la botella de refresco en el experimento, no debe ocuparse

para almacenar bebidas, ya que el azul de metileno puede ser absorbido por elplástico.

♦ Emplear soluciones frescas de ácido ascórbico.

R.E<SPAL-DO CIENTIFICO:

El ácido ascórbico, al tratarse de un agente reductor, provoca la reducción de la molécula azul de metileno a su forma incolora16. El metileno por tanto, e s el agente oxidante que induce la oxidación del ácido ascórbico

'' Donde se ha perdido la conjugación


+ 2H* + 2e

(CH3)2N N(CH3);Incoloro

Al agitar la solución, el oxígeno presente en el aire entra en contacto con la solución y oxida a la molécula incolora de metileno, tornándola a la forma colorida, necesitando para ello, la presencia del cobre, que actúa como catalizador.

Al dejar reposar la solución, nuevamente el ácido ascórbico opera como reductor, dando lugar de nueva cuenta, a la forma incolora de metileno. De la misma forma que en la reacción anterior, el cobre desempeña la función de catalizador17

El ciclo puede repetirse siempre y cuando no s e haya agotado el ácido ascórbico. Además, una vez consumido todo el oxígeno presente en el aire de la botella, se requerirá abrir la tapa para permitir la entrada de aire fresco, portador del agente oxidante.

El cloruro de sodio, por su parte, acelera la reducción del azul de metileno, pero curiosamente el exceso de éste impide el desarrollo del color azul durante la agitación

El uso de bicarbonato de sodio e s para ajustar el pH a aproximadamente tres18. Igualmente, hay que tener en cuenta que a pH mayores de 3 5 se observan algunos precipitados

1 De hecho dos rutas de reducción del a/ul de metileno están maniobrando, la no catalizada > la catalizada por cobre1 ■ Un pH similar al hallado en un refiesco. lo que hace mas segura la manipulación de la solución

E ¿ “7 C r ' ’l JZP rJ \ 7 73

I I I . C O M P U E S T O S C O M P L E J O S ’ 2 '

3.0. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

Anteriormente s e ha mencionado el término de compuesto complejo Ahora, s e estudiará más acerca de éste.

Las reacciones de formación de complejos o compuestos de coordinación se pueden ver como una reacción ácido-base de Lewis. Donde como s e recordará, una b ase de Lewis e s una sustancia capaz de donar uno o más pares de electrones; mientras que un ácido de Lewis es una especie que los puede aceptar, formando un enlace. Así, en la obtención de un complejo, el ión metálico, denominado ión central, s e com porta co m o ácid o d e Lewis al acep ta r el par d e electro n es, por lo que la b a s e d e Lew is e s la e s p e c ie que lo s dona (generalmente e s un compuesto orgánico) y que s e c o n o c e co m o ligando. El agua, el amoníaco y los iones haluro son ligandos inorgánicos comunes El Cu(ll) en solución acuosa forma un complejo de color azul tenue con las moléculas de agua como Cu(H20 )4+2

A los ligandos que sólo pueden compartir un par de electrones, como el amoníaco, se les denomina monodentados19, los que tienen dos grupos de electrones con los que pueden formar dos enlaces con un ión metálico, como la etilendiamina, s e llaman bidentados A los ligandos bidentados y polidentados s e les conoce como agen tesquelantes, debido a la propiedad que tienen de sujetar al átomo del metal como una

20pinza

N H2N— CH2— CH2— NH2w' | ''"H

H

Amoníaco Etilendiaminamonodentado bidentado

Ion etilendiaminotetraacetopolidentado

Fig.3.1 Estructura de algunos ligandos comunes

El ion etilendiaminotetraaceto (EDTA) e s un agente quelante, que s e emplea como antídoto en caso de envenenamiento por metales, así por ejemplo, los seis átomos donadores del EDTA, le permiten formar un ión complejo muy estable con el plomo, permitiendo que el metal s e a eliminado de la sangre, los tejidos y el cuerpo.

19 El término dentando en latín significa diente, lo que esta relacionando con la idea de que cada par de electrones es un pico o diente que posee una molécula 2u Del griego k e l e , que significa puua

:0 : :0:W "

• A A < -:o. cH2 h 2c -o .V ../N— CH2— CH2— N

N° v b-1 I:0 : =0 :

4-

74

CAPÍTULO 3 C O M P U E S T O S C O M P L E J O S

oiic

I _ :N — CH2"~.Pb. I

or" l2

‘CIIO

Fig.3.2 Estructura del complejo EDTA v plomo.

Para el caso del ión metálico s e emplea el término “número de co o rd in ació n ” para referirse al número de e n la c e s c o v a len te s que tiende a form ar co n el d on ad or(generalmente dos, cuatro o seis).

La explicación del por qué de los colores de los iones de los metales de transición (como el cobre y el hierro), así como de los complejos en los que participan, s e b asa en la teoría del campo cristalino, la cual básicamente señala que las energías de los orbitales d de los iones de dichos metales en disolución no son iguales y al existir una absorción de energía, habrá una transición de los electrones de un orbital d d e menor energía a otro de mayor. A su vez, cuando se forma un complejo s e produce una disparidad entre las energías de los orbitales d , debida a las distintas fuerzas de repulsión electrostáticas entre el par de electrones del donador y los diferentes orbitales c/del ión metálico, para la cual se considera la distribución en el espacio de los orbitales d y el tipo de ligando.

Por otro lado, hay que tener en cuenta que muchos complejos inorgánicos presentan absorción por transferencia de carga, por lo que s e les denomina complejos de transferencia de carga. Un ejemplo de éstos e s el del complejo hierro(IM)/tiocianato, en el cual, la absorción de un fotón da lugar a la promoción de un electrón del ión tiocianato a un orbital del hierro(lll), en vez de ser excitado a un orbital del propio ion tiocianato; el resultado e s una esp ecie excitada formada principalmente por el ion hierro(ll) y el radical neutro tiocianato SCN.

F e+3(aC) + SCN'(ac) - Fe(SCN)+2

75


3 . 1 . T I N T A I N V I S I B L E

@ OBJETIVO:

Observar la formación de un complejo, así como reconocer su importancia en los procesos biológicos, a través de la elaboración y aplicación de una tinta invisible


La solución incolora de salicilato de sodio funciona como tinta invisible, mientras que la solución de cloruro férrico desem peña el papel de revelador, esto debido a que el ion salicilato y el ion férrico forman un complejo rojo-morado.

Á M A T E R I A L E S :

y Cuatro vasos de precipitados de 50 mLy Tres frascos de plástico de 50 mL.r Una espátula.y Dos pinceles.r Pedazos de cartulina blanca.y Agitadores.r Balanza

© « S U S T A N C I A S :

v' Salicilato de sodio5 Acido tánicoy Cloruro férrico.y Agua destilada

* ?>


1 Para preparar la tinta invisible a b ase de salicilato, pesar 2g de salicilato de sodio.2 Disolver el salicilato en 40 mL de agua3. Para preparar la tinta invisible a b ase de ácido tánico, p esar 0.1 g de dicha

sustancia4. Disolver el ácido tánico en 40 mL de agua destilada5. Para preparar la solución reveladora, pesar 2 g de cloruro férrico6 Disolver el cloruro férrico en 40 mL de agua destilada.7 Depositar cada solución en frascos de plástico de 50 mL y etiquetarlos8 Con el pincel escribir un mensaje en un pedazo de cartulina, empleando la tinta

elaborada con salicilato y esperar a que seque

C '! ? ! 76


9 Enjuagar el pincel con agua destilada, después utilizarlo para pintar otro mensaje, ahora con la tinta de acido tánico y dejarlo secar

10 Humedecer el otro pincel con la solución de cloruro férrico, repasar los pedazos de cartulina y descubrir los m ensajes ocultos


♦ Usar bata♦ Después de cada revelado, no olvidar enjuagar el pincel con agua destilada con el

fin de no contaminar la solución reveladora


El salicilato de sodio reacciona con cloruro férrico para formar el ion complejo disalicilatohierro(lll), de color rojo-morado. Donde como s e puede observar, el hierro es el ión central y el salicilato e s el ligando.

F e3+(ac) + 2 C 7 H 5O 3 (ac) - Fe(C 7H 5 0 3 )2+tac)

Asimismo, la reacción del cloruro férrico con el ácido tánico produce un compuesto de color negro.

Fe3+(ac) + acido tánico(ac) -* Fe(lll) tanato(aC)Sin embargo, el ácido tánico no e s una sustancia pura, sino una mezcla de

sustancias de origen vegetal, pero su composición elemental e s consistente con la fórmula C76H52O46

Los compuestos de coordinación realizan funciones importantes en plantas y animales, ya que son fundamentales para el almacenamiento y transporte de oxígeno, como agentes que transfieren electrones, catalizadores y en la fotosíntesis

Los glóbulos rojos s e componen de un 95% del compuesto llamado hemoglobina, responsable del color rojo La molécula de la hemoglobina e s muy grande y está formada por globma (una proteína) y por cuatro átomos de Fe que están incorporados, cada uno, en un segmento denominado grupo hemo

Fig.3.3 Estructura de la hemoglobina


Cuando la hemoglobina absorbe oxígeno, cada molécula de éste s e enlaza perpendicularmente al anillo de nitrógenos; formando con ello el complejo oxihemoglobma, el cual e s inestable y libera O2 si la concentración e s baja (en los tejidos, donde se utiliza para quemar la glucosa), retornando a hemoglobina. No obstante, no sólo el O2 e s cap az de enlazarse al Fe de la hemoglobina, también lo puede hacer el monóxido de carbono (gas invisible, insípido, inodoro, producto de todas las combustiones incompletas de compuestos de carbono) donando un par de electrones al metal. Debido a que el enlace M-CO e s más fuerte que el M -02, imposibilita el a c c eso del oxígeno a las células, entregándoles una sustancia tóxica, provocando la muerte por asfixia.21

co

n — N

Histidina Histidina

Oxihemoglobma Carboxihemoglobina

21 La que se puede evitar administrando inmediatamente 0 ; puro al sujeto intoxicado

I V . E L E C T R O Q U Í M I C A <9 '2'

4 .0 . FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

A continuación s e explicarán los conceptos de electroquímica, celda electroquímica, etc., así como diversos principios que apoyan la comprensión de los fenómenos involucrados en la demostración de éste capítulo.

La electroquím ica e s la rama de la química, que estudia la transform ación entre la energía eléctrica y la energía química. Los procesos electroquímicos involucran reacciones redox en las cuales la energía liberada por una reacción espontánea se transforma en electricidad o la energía eléctrica s e utiliza para provocar una reacción química.

Existen dos tipos de celdas o dispositivos que se encargan de los procesos antes referidos La celd a electroquím ica o también conocida como galvánica o voltaica22, por medio de la cuál s e g en era una corriente eléctrica a partir d e una reacció n redox espontánea, que s e puede observar en una pila común Por otro lado, en la celda electrolítica s e emplea la energía eléctrica para inducir una reacción redox que no es espontánea 23

Cuando s e deposita una lámina de zinc en una solución de una sal de cobre (cuyo color e s generalmente azul), se observará que poco a poco el zinc s e irá disolviendo, mientras que el cobre s e irá depositando en la lámina y el color de la solución comenzará a desaparecer, debido al aumento de la concentración de iones zinc en la solución y al decremento de iones cobre, como resultado de las siguientes reacciones:

Reducción Cu2+(ac) + 2e —>■ Cu(S)

Oxidación: Zn(S> —> Zn2+(aC) + 2 e

Si s e aprovechan e stas reacciones, s e puede construir una pila en la cual s e lleven a cabo por separado, en cada media celda (recipiente), la reacción de oxidación y reducción, ver fig 4.1. En una media celda s e localiza una solución de sulfato de zinc (ZnS0 4 ) con un electrodo de Zn, mientras que en la otra s e tiene un electrodo de Cu sumergido en una solución de sulfato de cobre ( C U S O 4).

22 En honor a los científicos Luigi Gah ara y Alessandro Volta23 Se puede observar en la exhibición de la electrólisis del agua (donde el sufijo h s i s proviene de una raíz griega que significa partirse o aflojarse), pues la molécula de agua se descompone en H2 y CK al pasar una comente eléctrica

79

CAPÍTULO 4 EL ECTR OQU ÍM ICA

C i' ... + ¿ i ► _ u ► 7 p ■*■ . *

Fig.4.1 Componentes fundamentales de una celda electroquímica

Así, un átomo de Zn a! oxidarse cede dos electrones a la placa de Zn y pasa a Zn2+ Los electrones situados en el electrodo de Zn (ánodo) viajan a través del alambre y pasan por el voltímetro, hasta llegar al electrodo de Cu (cátodo), donde son captados por un |ón Cu2+, provocando la reacción de reducción en la cual el Cu metálico e s depositado sobre la superficie del electrodo

A medida que los iones Ci o cationes s e convierten en átomos en el cátodo, la solución circundante a este electrodo tiene una deficiencia de carga iónica positiva o un exceso de carga iónica negativa debido al exceso de iones sulfato SO42'; contrariamente a lo que sucede en la solución que rodea al ánodo, donde existirá un excedente de iones Zn2+ El objeto del puente salmo es el de mantener la neutralidad eléctrica en am bas soluciones a través de un tubo de vidrio que contiene una solución saturada de una sal soluble (puede ser cloruro de potasio).

La transferencia de electrones acontece espontáneamente, ya que una esp ecie atrae electrones de otra, por lo que la transferencia implica una competencia de electrones que se establece entre dos esp ecies El agente oxidante atrae electrones con más fuerza que el agente reductor, lo que no quiere decir que éste no atraiga electrones, pues de hecho opone cierta resistencia a cederlos Por lo anterior, la tendencia neta de transferencia de electrones e s una combinación de la atracción del agente oxidante y de la resistencia del agente reductor

La capacidad de atracción de cargas de las medias celdas se denomina potencial de media celda, mientras que a la diferencia en capacidad de atracción de cargas entre las dos medias celdas s e le conoce como diferencia de potencial o fuerza electromotriz de la celda

Cuando la concentración de ambos electrolitos e s 1M y la temperatura e s 25°C, la pila produce una diferencia de potencial estándar o potencial estándar de celda, E°ceida. que para este caso e s igual a 1 1 V

Si se modifica la concentración, la temperatura, o los metales, e s de esperarse que exista un cambio en la fuerza electromotriz o potencial de celda Ece¡da Por otra parte, la pila dejará de funcionar cuando todo el electrodo de zinc s e haya disuelto

80

CAPÍTULO 4 EL ECTR OQ U ÍM IC A

Al sustituir la placa y la disolución de Cu por una de plata s e obtendrá también una pila, ahora con un potencial de celda de 1 56V por lo tanto, una pila Zn-Ag genera una fuerza electromotriz mayor que una de Zn-Cu. Sin embargo, si s e intercambiara la placa y la disolución de Zn por una de Ag, s e obtendría una pila de Cu-Ag, que generaría un potencial de 0 46V

Asimismo e s importante notar que el Cu en presencia del Zn tiene un comportamiento de oxidante, en cambio frente a la plata e s un reductor. Por lo que, en la celda Zn-Cu, los electrones viajan espontáneamente del Zn al Cu, en tanto que en la celda Cu-Ag lo hacen del Cu a la Ag

Además, se puede observar que la fuerza electromotriz estándar de la pila Zn-Ag e s igual a la suma de los potenciales que producen las pilas de Zn-Cu y Cu-Ag

E°Ceida(Zn-Ag) = E°ce,da (Zn-Cu) + E°ceida (Cu-Ag) = 1 1 V + 0 4 6 V = 1 5 6 VLa diferencia de potencial que mide un voltímetro en una celda galvánica

corresponde a la diferencia de potencial entre el cátodo y el ánodo Aunque no e s posible medir los potenciales de media celda individualmente, sí s e pude lograr indirectamente, ai seleccionar una media celda especifica como patrón de referencia y compararla con otras medias celdas

Así, por convenio internacional, s e emplea una media celda de referencia, se trata del electrodo estándar de hidrógeno, en el cual se produce la siguiente reacción de reducción-

2 HT + 2 e' -» H2 E°= 0.00 V (Se asigna por convención)En el electrodo estándar de hidrógeno, la concentración del H+ y la presión del H2

s e fijan a un valor de 1 M y 1 atm respectivamente.Para conocer cualquier potencial de media celda e s necesario armar una celda en

la que uno de los electrodos se a el hidrógeno y el otro la media celda con potencial desconocido Si la media celda seleccionada atrae electrones más fuertemente que la media celda patrón, el potencial asignado es positivo, pero si la celda escogida atrae más débilmente los electrones que la patrón, el potencial e s negativo.

Por ejemplo, si s e conecta el electrodo de hidrógeno con uno de Zn, s e medirá una fuerza electromotriz de +0 76 V, y las reacciones que se presentarán son-

Cátodo (reducción) 2 H+ + 2e' —► H2Ánodo (oxidación) Zn —► Zn2+ + 2e'

La reacción completa seráZn + 2 H+ -> Zn2+ + H2

c e al 81


Como la fuerza electromotriz estándar E°ceida, de una pila e s igual a la suma d e los potenciales estándar de oxidación y de reducción

EO — CO , « COcelda “ oxidacion ^ reducciónEl potencial p a ra la ce lda Zn-H2 será .

E°Celda = E°zn + E°h++ 0 76V = E°Zn + o 0 0

Por lo que el potencial de oxidación del Zn debe ser +0.76V No obstante, para la reacción de reducción del Zn será de -0.76 V.

Zn2+ + 2 e -h. ZnSi este proceso s e repite con varios electrodos y reacciones, se podrá obtener la

tabla 4 1, para la cual, se ha empleado la reacción de reducción como parámetro, cuyo potencial e s el mismo, pero de signo contrario, que el de la oxidación

Tabla 4.1 Sene electromotriz de los metales y potenciales de reducción de los metales } halógenos [9]

E l e m e n t o s E l e m e n t o R e d u c c ió n d e m e d i a c e l d a E ° ( V )

m a s Litio Li ( a c ) + 6 > Li(S) - 3 05f á c il m e n t e Potasio K + ( a c ) + e — ► K ( s ) -2.93o x id a b l e s Bario Ba/+(ao) + 2 e - > Ba(si -2.90

Calcio Ca/+(ac) + 2 e — Ca(si -2.87Sodio Nc3 j a c ) ® * N O j s ) -2.71Magnesio Mg^(ac) + 2 e - > Mg,S) -2 37Aluminio Alá ¡ a c ) + 3e —> AI(S) - 1 6 6Zinc Zn¿+,ac> + 2 e Zn,S) -0.76Hierro Fe (aci 2 e * Fe(S) -0.44Níquel Ni +(aci + 2e —» Ni(sl -0.25Estaño S n ¿ \ ac) + 2 e - > Sn(s) -0 14Plomo Pb (ao + 2e t Pb,s) -0.13Hidrógeno 2 H+,ac) + 2e -» H2(Q) 0 . 0 0Cobre Cu (ac) + 2e > Cu(S) +0 34Yodo I'2(S) + 2e —+ 21 ( a c ) +0.54Plata Ag ( a c )+ e > Ag(s) +0.80

E l e m e n t o s Mercurio H g " + ( a c i + 2e‘ -> Hg(s) +0 85m á s Bromo Br2(s) + 2e -> 2 Br,acl + 1.07d if íc il m e n t e Cloro Cl2(S| + 2e — > 2 CI ( a c ) +1 36o x id a b l e s Oro AuJ ( a c ) +3 e"— AU(S) + 1 42

Flúor F 2 (s ) + 2e -> 2 F (ac) +2.87

En la tabla 4 1, las esp ecies cuyo potencial de reducción e s positivo (se encuentran al final) se reducen frente al electrodo de hidrógeno, en tanto que las que presentan valores negativos se oxidan. Por ejemplo, el Au3+ s e reduce con facilidad a Au, mientras que el Li se oxida fácilmente a Li+; por ello el oro es un metal difícil de oxidar y el litio e s difícil de mantener en estado metálico.

82


Por lo que s e puede concluir que. Si dos medias celdas se integran para formar una celda voltaica la media celda con mayor potencial de reducción se reduce y la de menor potencial s e oxida, por tanto; si un metal está antes que otro en la serie electromotriz de los metales, no presentará espontáneamente la reacción de reducción, sino la de oxidación

83


4 . 1 . F A B R I C A N D O U N A P I L A

O ’B jB T ÍV O :

Entender el funcionamiento de una celda electroquímica a través de la fabricación de una pila a b ase de materiales de fácil acceso. Conocer los conceptos de aleación, conductividad en metales y a su vez, reconocer la importancia de la electroquímica en algunos procesos biológicos y en la corrosión

O' ' F K N ü A M E N T A C - I Ó N :

Al sumergir la moneda y el sacapuntas en el jugo de naranja, en el sacapuntas seoxida el magnesio, liberando electrones, los cuales pasan a través del caimán y fluyenpor la tarjeta musical o reloj hasta llegar a la moneda, donde se topan con los iones hidrógeno de la solución y provocan la reducción de éstos a hidrógeno. Sin embargo, en el mismo sacapuntas también ocurre la reducción del ion hidrógeno de la solución.

M A T E R I A L E S :

y Un sacapuntasy Un reloj digital sin pila.r Un circuito de una tarjeta musical sin pilay Un vaso de plástico transparentey Un cuchilloy Monedas de 10, 20 y 50 centavos. r Caimanes

(~) S U S T A N C I A S :

r Una naranjas Agua destiladay Agua de la llave

'■Mfe. P R O C E D I M I E N T O :

1 Con cuidado, cortar la naranja2 Exprimir la naranja y depositar su jugo en el vaso de plástico transparente3. Conectar los caimanes y los electrodos (sacapuntas y monedas) a la tarjeta

musical4 Sumergir los electrodos dentro del jugo, escuchar con atención la bocina y

observar el burbujeo que se produce alrededor de los electrodos5. Ahora, conectar los caimanes y los electrodos al reloj.


6 Sumergir los electrodos dentro del jugo y observar cuidadosamente la pantalla del

Ahora, al tratar de explicar esta demostración, se podría suponer que el magnesio del sacapuntas está siendo oxidado, mientras que el cobre del alambre está siendo reducido. Sin embargo, el cobre no puede ser reducido porque no hay ion cobre en la solución, y los metales de transición no pueden ser reducidos a aniones (iones con carga negativa)

En la demostración, la oxidación y ¡a reducción no están separadas, como el caso de la celda electroquímica presentada con anterioridad Al sumergir el sacapuntas metálico (que contiene magnesio) en la solución ácida del jugo de naranja, el magnesio se oxida, mientras que el ion hidrógeno s e reduce a hidrógeno molecular, ocurriendo ambas reacciones, oxidación y reducción en la superficie del magnesio. Si s e cambia el jugo de naranja por agua de la llave, el hidrógeno de la molécula de agua e s el que se reducirá a hidrógeno molecular, pero al sustituirla por agua destilada, s e observará que no se pueden llevar a cabo ninguna de las reacciones anteriores, ya que el agua pura presenta una concentración muy baja de iones24 y el reloj o tarjeta musical no funcionarán porque la resistencia interna de la solución e s demasiado alta y en consecuencia la corriente será muy pequeña

En la superficie de! sacapuntasOxidación- Mg —> Mg2+ + 2 e

Reducción. 2H+ + 2e" -> H2 (Jugo de naranja)

Como se puede observar, el sacapuntas se comporta como ánodo y cátodo. Sin embargo, el alambre de cobre o la moneda sirven como cátodo auxiliar, ya que al conectar el sacapuntas al reloj o a la tarjeta musical, los electrones liberados por el magnesio s e dirigen hacia uno de estos dispositivos, pasando a través del mismo y conduciéndose al alambre de cobre o a la moneda, donde s e encuentran, ya s e a con los iones hidrógeno o, con la molécula de agua de las soluciones para producir la reducción de los iones hidrógeno a gas hidrógeno

En la superficie del alambre de cobre o de la moneda.

4 Ver autoiom/acion del agua en el capítulo 1

reloj

A PR.ECAU.CÍDN&S:

♦ Usar bata.

2H20 + 2e~ —> H2 + 20H' (Agua de la llave)

B i é ^ u a C n u i 85

CAPÍTULO 4 EL ECTR OQU ÍM ICA

Reducción 2H+ + 2 e —► H2 (Jugo de naranja)2H20 + 2 e‘ —► H2 + 20H' (Agua de la llave)

En el experimento se utilizaron metales como el cobre y aleaciones como la presente en las monedas de 50 centavos (cuproníquel); así como el acero del sacapuntas metálico (al cual se añade magnesio para la construcción del soporte)

Una aleación e s una disolución sólida que s e prepara disolviendo un metal en otro, por lo general cuando ambos se encuentran en estado líquido. La aleación p osee propiedades fisicoquímicas diferentes a las de los metales constituyentes Precisamente, el oro puro (de 24 quilates) e s muy blando para aplicarlo en joyería. Para hacerlo más fuerte s e combina con plata y cobre, que en una razón de 25% origina unaaleación conocida como oro de 18 quilates Asimismo, las am algamas son aleacionesde mercurio; las de plata y zinc son em pleadas por los dentistas para rellenar cavidades dentales.

Hay que notar que los metales tienen propiedades muy particulares, conducen la electricidad y el calor, son maleables y dúctiles, y poseen generalmente puntos de ebullición y fusión altos. Estas propiedades s e deben al enlace presente entre estos elementos, ya que en los metales el enlace no e s entre átomos, sino entre iones metálicos positivos (cationes metálicos) y lo que fueron sus electrones. Así, el metal sodio e s un conjunto ordenado de iones NaT y “un mar de electrones" (los puntos en la fig. 4.2) distribuidos entre ellos25.

# # «» * • m

# m m

♦ # # #l

F¡g.4.2 Representación del enlace metálico

La fuerza de atracción entre los iones de metal con carga positiva, y el mar de electrones que los rodea, se llama enlace metálico, por lo que los electrones no s e localizan enlazados con átomos individuales, más bien s e pueden mover por todo el metal. El hecho de que los electrones estén deslocalizados revela por qué estos elementos son buenos conductores tanto del calor como de la electricidad, dado que ambos fenómenos están relacionados con el libre movimiento de los electrones.

Por otro lado, la oxidación del magnesio en el sacapuntas s e debe a dos procesos: uno es la reacción con la solución ácida (jugo), el cual permite el funcionamiento del reloj y el otro e s la reacción que ocurre en la misma solución, que no involucra el flujo de electrones usado para la marcha del reloj, por lo que se trata de un proceso de corrosión que disuelve el metal sin la obtención de energía útil.

Una estructura metálica localiza bajo tierra, es también muy sensible a la corrosión Si s e d e se a evitar dicho fenómeno, s e le puede pintar, evitando con ello el

Hay que señalar que esta visión de enlace metálico esta simplificada

Et g i i J i - i í ¡ ( O i'y iL a 8 6

CAPÍTULO 4 EL ECTR OQ U ÍM ICA

contacto entre la superficie metálica de la estructura y los reactivos promotores, pero otra forma es emplear la protección catódica, que consiste en conectar a la estructura metálica, un bloque de otro metal que s e oxide más fácilmente que el hierro"26 y que, por lo tanto, funcione como cátodo en la reacción de celda. E! metal preferido para esto e s el magnesio, por su potencial de reducción tan negativo (el cual permitió obtener el voltaje suficiente para hacer funcionar un reloj o una tarjeta musical). Cuando todo el bloque de Mg s e transforma en Mg2+, s e sustituye por otro, resultando más económico y fácil que cambiar las estructuras completas de hierro.

Un hecho relacionado con la corrosión e s la explosión de gasolina en el drenaje, acaecida en Guadalajara en 1992 De acuerdo a los primeros informes, el siniestro s e debió a que una tubería de agua fue instalada en contacto con el oleoducto principal de la ciudad; por tanto, el metal del oleoducto fungió como cátodo de sacrificio de la tubería y al corroerse, s e formó un agujero por el cuál s e escap ó el combustible.

Finalmente como lo señala Andoni Garritz [1]: “Desde que el hombre encontró la forma de obtener metales a partir de minerales que los contienen, puso en reversa el proceso natural que había llevado a los metales, combinados con otros elementos, a formar parte de diversas formaciones geológicas Y algo tenía que pagar la especie humana por el atrevimiento de ponerse en contra del proceso espontáneo de la degradación metálica, imposible de detener en una biosfera que contiene tanto oxígeno, agua y sa les.” Asimismo s e puede observar que, salvo algunas excepciones, como los metales nobles (oro, platino, etc.), los metales no existen como tales en la naturaleza, sino en combinación con otros elementos químicos constituyendo los minerales, como los óxidos, sulfuros, carbonatos, etc.

Por si fuera poco, la electroquímica se entromete en lo más recóndito de nuestros pensamientos, pues los mensajes a través de cada neurona son de naturaleza electroquímica y s e transmiten de una a otra por medio de mensajeros químicos (los neurotransmisores en la sinapsis) Entre ios que se tienen a la norepinefrina y las encefalinas, cada una con una función especifica. Asimismo, el mecanismo de muchos venenos y drogas está basado en que su estructura molecular es similar a la de ios neurotransmisores, por este motivo interfieren en el proceso de transmisión nerviosa, de donde proviene la acción letal de algunas de e s o s compuestos.

Igualmente, un impulso nervioso puede ser causado por varios factores, un choque mecánico (un golpe) o eléctrico, o la interacción con una sustancia química.

La membrana del axón divide dos soluciones de distinta composición química pero de conductividad similar. En el exterior abundan los iones Na" y CI' (conforman el 90 % de las esp ecies cargadas fuera de la célula, pero dentro sólo representan el 10%), mientras que en el interior predomina el K+ y algunos aniones orgánicos de gran tamaño.

La membrana de la neurona deja pasar fácilmente al K+ y Ci' y en menor proporción al Na+. por el contrario, no admite a los aniones orgánicos. Tal fenómeno

26 Ver la serie electromotriz presentada anteriormente


causa una separación de cargas, por lo que el interior de la neurona e s eléctricamente negativo mientras que el exterior e s positivo, lo que resulta en una diferencia de potencial de más o menos 0.07 V (aproximadamente 1/20 de una pila común) A este s e le conoce como potencial de reposo

Si la membrana s e excita, ya s e a por presión mecánica, la presencia de una sustancia química o el flujo de electrones, el área afectada s e vuelve más accesible a los iones Na+, lo que permite que ingresen con mayor facilidad al axón, por lo que la carga negativa interna s e neutraliza; posteriormente s e produce un cambio en la polaridad de la misma (todo durante un intervalo de un milisegundo) que s e denomina impulso nervioso o potencial de acción; una vez originado, perturba las características eléctricas de los sitios vecinos de la membrana, con lo que s e produce una propagación a lo largo del axón a una velocidad de 100 m por segundo Por lo que precisamente, el paso selectivo de Na+ a lo largo de una membrana define las más diversas emociones en el ser humano

B corJL 88

V . P O L Í M E R O S ¡

A continuación s e explica el concepto de polímero y de otros principios que apoyan la comprensión de los fenómenos relacionados con las demostraciones de éste capítulo

Los polím eros son m o lécu las gran d ísim as que están fo rm a d o s p o r m u ch as un idad es repetidas. El compuesto con moléculas más pequeñas, a través de las cuales s e forma un polímero, e s un monómero. Sin embargo, para construir algunos polímeros s e emplean dos o más monómeros, y por ello s e denominan copolímeros

Entre los polímeros naturales s e tienen a la celulosa, el hule, la lana y el caucho (políisopreno), así como a las proteínas, los ácidos nucleicos, que son fundamentales en los procesos biológicos. Por otro lado, los polímeros sintéticos son cad a vez más importantes en nuestra sociedad tecnológica, algunos ejemplos son el polietileno, el nylon y el PVC

Al polímero que fluye y admite ser moldeado, extrudido o laminado, s e le conoce como plástico; entre los cuales se encuentran los termoestables, que no tienen la capacidad de ser suavizados o remoldeados por calentamiento, y los termoplásticos, los cuales sí admiten su reprocesamiento Las resinas epoxi, adhesivos del hogar, y las espumas de poliuretano (almohadas) son termoestables; la disposición para el reprocesamiento de los termoplásticos s e debe a que su s cadenas poliméricas no s e encuentran entrelazadas, el polietileno y el poliacrilato de metilo (sustituto del vidrio) son ejemplos de éstos.

Los polímeros también se pueden clasificar según el tipo de reacción que s e lleve a cabo para su obtención; entre las principales se tienen la de adición y la de condensación En la primera se añaden monómeros que presentan una doble ligadura C=C, en una reacción facilitada por la presencia de un catalizador; en tanto que en la segunda s e crean caden as por medio de la combinación de dos diferentes monómeros, con la pérdida de alguna molécula pequeña, habitualmente agua

El polietileno e s un polímero resultante de una reacción por adición de etileno CH2=CH2; este polímero e s muy barato y por medio de éste se fabrican las bolsas de plástico; en tanto que el nylon e s un producto de una reacción de condensación entre la hexametilendiamma y el ácido adípico.

En la tabla 5 1 se pueden observar algunos monómeros y sus correspondientes polímeros sintéticos.

5.0. F U N D A M E N T A C I Ó N T E Ó R I C A

8 9

CAPÍTULO 5 P OL ÍM ER OS

Tabla 5.1 Algunos monomeros v sus polímeros sintéticos 1 ’ ' 1M o n ó m e r o P o l ím e r o

N o m b r e F ó r m u l a N o m b r e F ó r m u l a A p l i c a c i o n e s

Etileno H 2C = C H 2 Polietileno ^ C H 2- C H 2}n Tuberías de plástico, botellas,

aislantes eléctricos, juguetes.

Propileno H1

h 2c = c1ch 3

Polipropileno -/ch-ch 2- c h - c h 2V \ c h 3 c h 3 ) n

Envolturas para empaque, alfombras,

canastillas para botellas de bebidas gaseosas, material de laboratorio,

juguetes.Cloruro de

vimloH1

H 2C = C1CI

Cloruro de pohvinilo (PVC) -/ch2— c h V

\ ú

Tuberías, rieles, canaletas, loseta para pisos, ropa,

juguetesAcriionitrilo H

1H 2C = C

1CN

Pohacrilomtnlo(PAN) -/ch2— c h V

\ d

Alfombras, tejidos.

Tetrafluoro-etiieno

F2C = C F 2 Politetrafluoroetileno(Teflón) i C F 2 - C F ^ n

Cubiertas para utensilios de

cocina, aislantes eléctncos,

rodamientos.Metil

metracrilatoC O O C H 3

H 2C = C

ch 3

Polimetilmetacnlato(Plexiglás)

C O O C H 3

f C H 2-¿)-nC H 3

Equipo óptico y muebles.

Estire no H1

H,C=C

0

Poliestireno f C H 2-CH)-n

0

Recipientes, aislantes térmicos (para cubos de

hielo, refngerantes), juguetes.

Butadieno H H 1 1

H2C = C - C = C H 2

Polibutadieno <NX01X01!X01CNI0 Dibujo de los neumáticos, resinas para recubrimientos

Butadieno y estireno

Ver las dos estructuras anteriores

Caucho de estireno butadieno (SBR)

-(-ch-ch2-ch2-ch=ch-ch2)-

Ó

Caucho sintético (goma de mascar) '


5 . 1 . E L R E C I P I E N T E Q U E D E S A P A R E C E

Observar cómo la espuma de poliestireno se disuelve en acetona. Además conocer los conceptos de puentes de hidrógeno, molécula polar y no polar

La molécula de poliestireno e s no polar, mientras que la de acetona posee una parte polar y otra no polar, esta última le proporciona una afinidad con el poliestireno, la cual permite la disolución

M A T E R I A L E S :

y Un vidrio de reloj, cristalizador o molde pyrex.S Un vaso o plato de unicel (espuma de poliestireno) y Una pipeta de 15 mL.y Una propipeta


y Acetona

‘T'f- P R O C E D I M I E N T O :

1. Depositar cuidadosamente 10 mL de acetona sobre el vidrio de reloj.2 Poner el recipiente de unicel sobre el vidrio de reloj.3. Observar lo que ocurre


♦ Usar bata, guantes y lentes de seguridad.♦ Mantener alejada cualquier flama de la acetona

Una espuma sólida e s una suspensión de pequeños paquetes de gas en un sólido La espuma que s e emplea en el experimento e s de poliestireno, la cual puede producirse al soplar aire o g a s sobre e! poliestireno fundido. En esta demostración, la acetona desempeña el papel de disolvente de dicha espuma

OBJETIVO:

¿ t F U N D A M E N T A C I Ó N :


91


Una regla que s e puede seguir en la disolución de un compuesto e s la de “lo semejante disuelve a lo semejante”, así, para que una soluto s e disuelva en un solvente, las moléculas de ambos deben presentar características similares, tal e s el caso de su polaridad, por lo que una sustancia polar se disolverá en una polar y una no polar lo hará en una no polar

En una molécula polar existe una carga eléctrica desigual, la cual s e debe a la capacidad específica de cada átomo para atraer los electrones en el enlace (electronegatividad), a la presencia de pares de electrones sin compartir en un átomo y a la geometría misma de la molécula. Por ejemplo, el agua e s una molécula polar que presenta un enlace polar entre el oxígeno y el hidrógeno (dada la mayor capacidad del oxígeno para atraer los electrones), si la molécula fu ese lineal (H-O-H), s e anularía dicha polaridad, sin embargo, la molécula de agua tiene una forma doblada o angular, lo que da como resultado la aparición de polos positivo y negativo definidos, lo que la hace polar

Asimismo, la fuerza de atracción entre un átomo de hidrógeno con carga parcial positiva de una molécula de agua, y el átomo de oxígeno con carga parcial negativa de otra, origina la fuerza intermolecular denominada puente de hidrógeno27, que está relacionada tanto con la solubilidad de las sustancias, como con sus puntos de ebullición y fusión

Cabe aclarar que el puente de hidrógeno no e s un verdadero enlace, m ás bien e s una interacción especialmente fuerte entre dipolos que de hecho, puede presentarse en sustancias diferentes al agua, siempre y cuando posean enlaces O-H o N-H, que se caracterizan por estar muy polarizados y dejar al átomo de hidrógeno con la carga parcial positiva.

Un ejemplo de que lo semejante disuelve a lo semejante, s e encuentra al poner en contacto agua (sustancia polar) con alcohol etílico, CH3-CH2-OH (sustancia también polar), donde el resultado de esta solubilidad s e debe en parte a la formación de puentes de hidrógeno entre ambas moléculas, algo que s e podrá observar con más detalle en la siguiente demostración.

Un chiste químico sobre este asunto, e s el de ¿Por qué un oso polar s e disuelve en agua?, pues ni más ni menos, porque lo polar se disuelve en lo polar

Existen sustancias, a las cuales s e les llama anfifílicas o anfipáticas (del griego anfi. ambos), dado que presentan la capacidad para interactuar, por una parte, con sustancias polares y, por otra, con sustancias no polares y por tanto logran disolverlas Un ejemplo de ellas e s la acetona, ya que si s e añade a una sustancia polar como eI agua, s e observará que s e disuelven y a su vez si deposita en una sustancia no polar, como un recipiente de poliestireno, s e tendrá el mismo efecto

Responsable de la estructura tridimensional de las pioteínas

Z o p •>/ aL n a , ac & r é 9 2

CAPÍTULO 5 POL ÍM EROS

Debido a que el oxígeno y el nitrógeno tienen una mayor capacidad que el carbono para atraer electrones28 los enlaces O-H y N-H son más polares que los C-H

La molécula de poliestireno presenta enlaces C-H y C-C (sin polaridad) lo que hace que la molécula en su totalidad s e a relativamente no polar Por su parte la molécula de acetona tiene enlaces C=0, los cuales le confieren características polares, mientras que los enlaces C-C y C-H, la hacen no polar permitiéndole por tanto, disolver al poliestireno.

Desafortunadamente el poliestireno que tiene un uso extendido, e s una sustancia no biodegradable, por lo que s e ha tratado de sustituir, por ejemplo, por polímeros hechos a b ase de almidón de maíz, empleados para el empaque de materiales

Poliestireno Acetona

" Esto se puede confirmar en la tabla de electronegatn idades elaborada por Lmus Paulmg

e , s ¿> C "i JL?,


5 . 2 . F A B R I C A N D O M O C O 5626'

® OBJETIVO:

Conocer los factores que intervienen en algunas propiedades físicas de un polímero, por medio de la obtención de un polímero con características parecidas a las del moco.


Las interacciones entre los átomos de oxígeno e hidrógeno del alcohol polivinílico, el agua y el ion borato, ocasionadas por la polaridad del enlace O-H, originan un polímero viscoso y flexible.

A M A T E R I A L E S :

Tres vaso s de precipitados de 50 mL -/ Un vaso de precipitados de 250 mLy Una probeta de 10 mL.■s Una espátular Un agitadorr Termómetro.y Parrilla

írS> S U S T A N C I A S :

y Alcohol Polivilílico.y Agua destiladay Tetraborato de sodio (bórax)r Colorante para alimentos.

% % ■ P R O C E D I M I E N T O :

1. Para preparar la solución de alcohol polivinílico al 4%, depositar 100 mL de agua destilada en un vaso de precipitados de 250 mL

2. Pesar 4g de alcohol polivinílico en un vaso de 50 mL.3 Calentar el agua en la parrilla, hasta 70°C (evitar ebullición) y añadir lentamente el

alcohol polivinílico.4. Con ayuda del agitador, disolver el alcohol polivinílico5. Para preparar la solución de tetraborato de sodio al 4%, pesar 1g de bórax y

disolverlo con 25 mL de agua destilada.6 . Depositar 20 mL de solución de alcohol polivinílico en un vaso de precipitados de

50 mL

a Ce ¡¿ I 9 4


7 Agregar una gota de colorante de alimentos a los 20 mL de solución de alcoholpolivinílico

8 . Por medio de la probeta, medir 5 mL de solución de tetraborato de sodio, adicionarlos al vaso que contiene la solución de alcohol polivinílico y mezclar con el agitador

9. Observar las propiedades del polímero obtenido


♦ Usar bata y guantes♦ Después de manipular el moco con las manos, lavárselas muy bien, esto con el fin

de eliminar residuos de tetraborato de sodio.

En la presente demostración, el bórax (Na2B40 7 IOH2O) entra en contacto con el agua y s e disocia en el ion sodio y el ion tetraborato; este último reacciona a su vez con agua (se hidroliza) para producir ácido bórico y el ión OH'

B4O7 2(ac) + 7 H20(|) <—> 4 HaBOa ac) + 2 OH (ac)El ácido bórico adem ás reacciona con agua para formar el anión borato (B(OH)4‘)

H3B03(ac) + 2 H20(|) B(OH)4 (ac) + H3O (ac)Por otro lado, el alcohol polivinílico e s un polímero con una estructura compuesta

de unidades repetidas de vinil alcohol

Cuando los iones borato en solución s e añaden a la solución de alcohol polivinílico, se forma un nuevo polímero, como resultado de la interacción entre los oxígenos e hidrógenos del ion borato29, del alcohol polivinílico y de las moléculas de agua que s e encuentran dispersas por todo el ensamble, como s e muestra en la fig 5.1. Estas interacciones o puentes de hidrógeno, al no ser muy fuertes s e pueden romper y reformar fácilmente, lo que proporciona la viscosidad y flexibilidad de! producto Por otra parte, el estiramiento y manipulación del polímero resultante, al que se le llama moco30, trae como consecuencia la pérdida de agua y por tanto, una consistencia más frágil, que puede revertirse con la adición de un poco de agua

20 Que tiene la forma de un tetraedro (cuatro lados cada lado es un triángulo equilátero) con el boro en el centro y los grupos O H en cada esquina,n El moco humano se compone de alrededor de 95% de agua. 2 5% de sal \ 2 5% de una proteína denominada mucina. la cual es usada para elaborar algunos tipos de pegamento Otro dato interesante es que todos los días el ser humano produce IL de mocos v un 50% lo traga

E/ £ id-i 3 C e fll 9?


(

C H 2— CH IOH I


Cadena de alcohol polivinílico

/

H 2C

u _ tí

~ ■ H-, ] H 2 fq-V ¿o

Puente de hidrógeno

H'

O.

T.hi

’H

M p , Ion borato' Q /

,o-,H

i '-".p. ■\ b -'

■H

H

\Cadena de alcohol polivinílico

Fig.5.1 Interacciones entre los oxígenos e hidrógenos del alcohol polivinílico. el agua y el ion borato.

Finalmente cabe señalar que otros factores que determinan la flexibilidad de un polímero son tanto el tipo de monómero, corno el grupo que está unido a éste, pues un sustituyente largo confiere mayor fragilidad al polímero {por ejemplo, los polímeros hechos de etileno son más flexibles que los sintetizados con estireno).

V I . J A B Ó N Y D E T E R G E N T E <5 2 '

6 .0. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

En esta sección s e explica cómo s e produce el jabón, cuál e s la diferencia entre éste y el detergente, así como el efecto limpiador de ambos, lo que permitirá la comprensión de los fenómenos involucrados en la demostración del presente capítulo

El jabón s e elabora por medio de la reacción química llamada saponificación de aceites y grasas, del latín s a p o m s (jabón) y f a c e r e (hacer), la cual se puede representar como:

oii

H2c — o — c — ROII

HC— O — O — R + 3NaOHOIIh2c — o — c — r

Aceite Sosa

Los aceites vegetales, como el de coco o de olivo, y ¡as g ra sa s animales, como el sebo, son ésteres de glicerina con ácidos grasos. Al hacerlos reaccionar con una b ase fuerte como el hidróxido de sodio (sosa) o hidróxido de potasio (potasa) s e saponifican, e s decir originan la sai del ácido graso conocida como jabón y liberan glicerina Si la saponificación s e realiza con sosa, s e obtendrán los jabones de sodio, que son sólidos, pero si s e hacen con potasa, se originarán jabones de potasio, que presentan consistencia líquida

El efecto limpiador de los ja b o n e s y d eterg en tes s e debe a que su m olécula es anfifíiica, por lo que una parte de ella e s no polar y s e comporta como lipofílica(muestra sim patía por las g r a s a s e hidrofobia o antipatía por el agua) y por tanto s e adhiere a la grasa o aceite de la ropa, mientras que la otra parte de la molécula e s polar o hidrofilica, presenta afinidad por el agua, por lo cual s e une con ésta. Así, el jabón rodea a la grasa y ¡a lleva al agua formando una emulsión.

H2C— OHOI!

HC— OH + 3 R — C — O — Na

H2C— OHGlicerina Jabón

Fig.6.1 Propiedad anñfilica del iabón

9 7

CAPÍTULO 6 JA B Ó N Y D ET ER G EN T E

Por otro lado, cuando el agua contiene bastantes sa les de calcio, magnesio o fierro, s e le llama agua dura El agua con e s ta s características, no cu ece bien las verduras y no disuelve el jabón Esto último acontece porque el jabón reacciona con las sa les disueltas en el agua y produce jabones no solubles, como los de las siguientes reacciones

2 CiyHasCOONa + CaCI2 ->(C 17H35COO)2Ca + 2NaCI estearato de sodio esterearato de calcio sal

2 C i5H3iCOONa + Mg++ (C15H3iCOO)2Mg + 2 Na+jabón de sodio sal de magnesio jabón de magnesio

Cuando se utilizan aguas duras para el lavado, la cantidad de jabón que s e requiere e s mucho mayor, debido a que s e gasta mucho en la formación de sa le s insolubles; por lo anterior, el jabón no produce espuma sino hasta que todos los iones de calcio o magnesio s e hayan empleado, produciendo una sustancia insoluble con mal aspecto, que contribuye al deterioro de las telas, dado que e s e material duro queda atrapado entre los intersticios de los tejidos

Los detergentes son sem ejantes a los jabones en que tienen en su molécula un extremo polar o hidrofílico y otro extremo no polar Sin embargo, los detergentes poseen la ventaja sobre los jabones, de formar sulfatos de calcio y de magnesio, solubles en agua, por tal motivo no forman natas al usarlos en agu as duras Además, como el ácido correspondiente de los sulfatos de alquilo e s fuerte, sus sa le s (detergentes) son neutras en agua.

Los primeros detergentes sintetizados eran sulfatos de alcoholes y d espués se fabricaron los alquilbencenosulfonados, con fórmula general, R-C6H4-S03Na (ver figura 6 .2), e s decir, son sa les de ácidos sulfónicos aromáticos de cadena alquílica larga; si esta cadena está ramificada, no puede ser degradada por los microorganismo, por lo que s e trata de un detergente no bíodegradable, pero si p osee una cadena lineal, corresponde a uno bíodegradable.

R= ramificada (no bíodegradable)Fig.6.2 Molécula de alquilbencensulfonato de sodio > ejemplos de cadena alquílica lineal > no lineal

Además, las partículas formadas por la disolución de un jabón o detergente poseen carga eléctrica y, dependiendo del tipo de carga s e clasifican en amónicos, catiónicos, neutros o anfotéricos

Básicamente, los componentes de un detergente son los siguientes:

El ¿1.10.1 ¿* Co/VL VC'OZJ 98

CAPÍTULO 6 JA B O N Y D ET ER G EN TE

1 Agentes surfactantes (alquil sulfonato, sulfonato de alquilbencenoj que seencargan de retirar la mugre

2. Agentes tensoactivos, los cuales facilitan la penetración del detergente en lasuciedad

3 Agentes ablandadores del agua (polifosfatos de sodio o potasio, silicatos de sodio) y alcalimzantes para evitar que las sa les de Ca y Mg favorezcan el redepósito de la mugre.

4 Aditivos coloidales (carboximetilcelulosa), no permiten que la suciedad retirada se vuelva a depositar.

5. Agentes auxiliares (sulfato de sodio), impiden que el detergente s e compacte6 Sustancias colorantes, odorizantes y germicidas7. Sustancias fluorescentes. Éstas hacen que los objetos lavados se vean más

brillantes, debido a que devuelven la luz ultravioleta como luz azul visible. Poseen propiedades contrarias a las de la mugre, pues deben permanecer en la tela aún d espués del enjuagado

99

CAPÍTULO ó JA B Ó N Y D ET ER G EN T E

ó . 1 J U G A N D O C O N P O M P A S D E J A B Ó N '3

OBJETIVO:

Fabricar pompas de jabón, conocer su composición y características, as í como la influencia de la glicerina en su elaboración y la causa de sus colores

jrvc T F U N D A M E N T A C I Ó N :

En una pompa de jabón, la parte hidrofóbica de las moléculas del mismo está orientada ya s e a hacia el aire interior o el exterior, mientras que la parte hidrofílica está en contacto con el agua, por lo que s e forman dos capas de jabón. La glicerina tiene el efecto de evitar que el agua s e evapore, aumentando el tiempo de vida de la burbuja. Los colores observados en la piel de la burbuja son producidos por interferencias entre las ondas reflejadas y refractadas en ella, dichas interferencias dependen del esp eso r de la burbuja

y Un vaso de precipitados de 100 mL y Dos vaso s de precipitados de 50 mL. y Una jeringa.y Un aro para soplar las pompas de jabón y Agitador

é . S U S T A N C I A S :

y Agua destilada y Detergente líquido DAWN r Glicerina


1 Medir 10 mL de detergente DAWN2. Vaciare el detergente al vaso de precipitados de 100 mL, con la jeringa medir 1.5

mL de glicerina e incorporarla al mismo vaso.3 Adicionar 80 mL de agua destilada y agitar la solución4. Sumergir el anillo en la solución, retirarlo, soplar y observar hermosas pompas de

jabón

A PR.ECA U C I O N E S :

♦ Usar bata

F r e s a r * COr-al Z L J r W & ia 1 0 0

CAPÍTULO 6 JA B O N Y D ETER G EN TE

R . & S P A L X > 0 C I E N T I F I C O :

Como ya s e mencionó, tanto las moléculas de jabón, como las de detergente están formadas por una larga cadena no polar, también denominada cola hidrofóbica, unida a un extremo polar, conocido a su vez, como cabeza hidrofílica. Si estas moléculas s e depositan en agua, sustancia polar, las colas son rechazadas por el agua y quedan expuestas al aire, mientras que las cabezas, permanecen sumergidas en el agua, de tal forma que la superficie del agua queda cubierta con una cap a no polar, lo cual disminuye su tensión superficial a alrededor de 1/3 de la inicial y aumenta sus propiedades elásticas.

Cois c 'i

> 10 po'jrj

' r.r c/i usi «•

Fig.6.3 Arreglo de las moléculas de jabón en agua

A su vez, la pompa de jabón e s una doble capa de jabón o detergente, con las colas orientadas hacia el aire externo o interno y las c a b e z a s en contacto con una delgadísima película de agua que va modificando su espesor. Cuando el agua se evapora, la película s e adelgaza demasiado, no soporta la presión interna del g a s y s e rompe a pocos segundos de haberse formado.

Al agregar glicerina a nuestra formulación, se incrementa el tiempo de vida de la burbuja, pues s e piensa que al tratarse de una sustancia higroscópica; esto es, que atrae a las moléculas de agua, disminuye el grado de evaporación del agua; adem ás de que la alta viscosidad de la glicerina podría ser la causa por la cual la película emplea más tiempo en fluir hacia abajo al verse afectada por la gravedad.

Por otro lado, en la explicación de la iridiscencia que s e percibe en las pompas de jabón, dos fenómenos resultan ser fundamentales: la descomposición de la luz y el hecho de que los rayos luminosos se reflejen y s e refracten cuando cambian de medio, por ejemplo, cuando pasan del aire al agua, o viceversa

F, “lA.tfua CofQL 101

CAPÍTULO 6 JA B Ó N Y D ET ER G EN T E

Por lo anterior, cuando un rayo de luz incide sobre la superficie de una pompa de jabón3', una parte de la luz s e reflejada en la superficie externa de la película, mientras que la otra parte la atraviesa, refractándose32, y al topar con el aire del interior de la burbuja, s e refleja sobre la superficie interna, por lo que la luz proyectada s e compone de los rayos reflejados por el exterior de la capa más los rayos reflejados por el interior de la misma

Rayo incidente Rayos reflejados

Fig.6.5 Reflexión 4 refracción de la lu/ en un pompa de jabón

Al salir las ondas de luz de la superficie externa de la pompa, s e combinan d e tal forma que, donde concuerdan crestas con crestas o valles con valles, la intensidad de la luz se refuerza (hay interferencia constructiva) y donde se sobreponen crestas con valles, las ondas s e anulan (interferencia destructiva) y la intensidad de luz disminuye

Fig.6.6 fntcifcicncia constructiva v destructiva de ondas

El hecho de que una cresta encuentre a otra cresta o a un valle, e s determinado por la longitud de la onda y por el espesor de la película Si el espesor de la película es un múltiplo de la longitud de onda de la luz, la crestas reflejadas por la superficie internaEl jabón no posee ptopiedades ópticas especiales, solo se adiciona al agua para obtener pompas mas delgadas.

'Los diferentes colores que componen la lu/ blanca se icfractan de difeiente nianeni

F j* v * / C p! 7, 102

CAPÍTULO 6 JA B Ó N Y D ETER G EN TE

s e encontrarán con las crestas de la ondas reflejadas por la superficie externa, pero si el espesor de la película e s un múltiplo impar de la mitad de la longitud de onda, la crestas de las ondas reflejadas en la superficie interna, s e encontrarán con los valles de las ondas reflejadas en la superficie externa. Debido a que el espesor de la película varía, una cierta longitud de onda será cancelada y su color complementario será visto Así por ejemplo, si una burbuja de jabón s e ilumina con luz blanca, y el esp eso r e s tal que s e anula la luz azul, la burbuja s e verá amarilla, cuando el rojo e s cancelado, se observará verde azulada y así sucesivamente, como lo indica la tabla 1.2.

El mismo fenómeno de interferencia da lugar a la iridiscencia en las esc a m a s de algunos peces, ya que estas esca m a s están revestidas por una delgada capa de material transparente que produce múltiples reflexiones y refracciones Asimismo, las plumas de los pájaros nos proyectan colores iridiscentes, a cau sa de la interferencia constructiva de una onda reflejada, pues la pluma “selecciona” un color del espectro de la luz por su estructura, la cual está formada por una red ordenada en tres dimensiones, a b a se de cap as alternadas de queratina, poros de aire y granos de melanina, constituyentes de las plumas. Como el grosor de estas ca p a s e s compatible con todas las longitudes de onda del espectro visible s e puede producir interferencia constructiva de todos ios colores del espectro, pero los azules y verdes imperan como colores iridiscentes en las plumas, debido a que la melanina absorbe las longitudes de onda más largas

Finalmente, el efecto de interferencia por reflexiones múltiples, estudiado en esta demostración, e s aplicado en la fabricación de materiales con determinadas propiedades ópticas. Así, si el grosor del material es el apropiado para que todos los rayos reflejados interfieran constructivamente, el material funcionará como un buen reflector. Asimismo, si el esp esor del material es tal, que ¡os rayos interfieren destructivamente, no habrá luz reflejada; tendremos un material antirreflector. Sin embargo, si sólo los rayos de ciertos colores s e agregan, pero ¡os de otros se destruyen, la capa operará como filtro cromático. Las cap as necesarias para producir estos efectos son muy delgadas (diezmiiésimos de milímetro), así que generalmente se aplican sobre soportes de vidrio o sobre las lentes de los aparatos ópticos

t , síA.i'it 0 1 o, ai j c ‘"zcí 103

V I I . L U M I N I S C E N C I A

7.0. FUNDAMENTACIÓN TEÓRICA

A continuación s e explican tos conceptos de luminiscencia, quimioluminiscencia, fluorescencia, etc , fenómenos involucrados en las demostraciones de éste capítulo

Como se ha visto, cuando un átomo o molécula absorbe energía, entra a un estado excitado. Para regresar a su estado fundamental, debe liberar la energía excedente, esto mediante un proceso de relajación, que puede ser no radiante33 y/o por medio de la emisión de luz de un sistema molecular o atómico, a través de los fotones, que descargan la energía extra El proceso de emisión de luz s e clasifica en incandescencia y luminiscencia. La incandescencia e s causada por ei calentamiento del material34 y un ejemplo s e observa en los focos, dado que al circular una corriente eléctrica por el filamento de tungsteno, los electrones chocan entre sí, produciendo calor35 y generando el destello blanco que llamamos luz eléctrica. La luminiscencia s e caracteriza porque la luz s e emite sin un cambio simultáneo en la temperatura, por lo que también es conocida como luz fría. Los procesos luminiscentes incluyen la triboluminiscencia, la fluorescencia, la fosforescencia, la quimioluminiscencia y la bioluminiscencia

La fluorescencia y la fosforescencia son semejantes en que la excitación s e obtiene mediante la absorción de fotones. Por ello, frecuentemente s e refieren con el término de fotoluminiscencia Sin embargo, la fluorescencia s e diferencia de la fosforescencia en que las transiciones electrónicas de la primera no involucran un cambio en el espín del electrón; por lo que la fluorescencia tiene una vida más corta (<10'5 s) y sólo emite luz mientras la esp ecie sea irradiada. Por otro lado, la fosforescencia, sí está acompañada de un cambio en el espín del electrón, que se manifiesta en un mayor tiempo de vida de las esp ecies (10'3 segundos o varios minutos), lo que permite la emisión de luz después de finalizada la irradiación En la mayor parte de los casos, tanto la emisión fluorescente como la fosforescente, presentan una mayor longitud de onda (de menor energía) que la radiación empleada para su excitación

La fluorescencia se puede apreciar en los juegos pirotécnicos, las estrellas, etc. Se emplea en la detectación de proteínas o ácidos nucleicos en análisis médicos Algunos detergentes contienen moléculas incoloras ca p a ces de absorber la luz ultravioleta del sol y emitir luz blanca, lo que da una apariencia de más blancura a la ropa La clorofila una de las principales moléculas biológicas, responsable de la captura de la energía del sol por las plantas verdes, e s una molécula fluorescente; pues su fluorescente brillo rojo, puede observarse en un cuarto oscuro al exponer una lámpara ultravioleta sobre una solución de clorofila y agua Otro conocido ejemplo está en una lámpara fluorescente, donde s e produce una descarga eléctrica a través de vapor de mercurio, y11 Dos mecanismos de este tipo de relajación son la relajación \ íbracional \ la conversión internaM Se le pudo adinnar en las reacciones de combustiónRadiación infrarroja

104

CAPÍTULO 7 LUMINISCENCIA

este vapor ionizado radia luz ultravioleta, que e s invisible, sin embargo, para que esta radiación s e a útil, s e recubren las paredes interiores con polvos fluorescentes que transforman los rayos ultravioletas en radiaciones visibles36. También s e puede encontrar en calcomanías, crayones, pinturas y marcadores, así como en rocas que contengan el mineral fluorita

La fosforescencia, también se aplica en la determinación de esp ecies orgánicas y bioquímicas, aunque en menor medida, debido a su débil intensidad. Asimismo los juguetes y otros artículos que presentan la leyenda “brillan en la oscuridad”, presentan este fenómeno Las rocas que contienen el elemento fósforo son fosforescentes por naturaleza, de ahí su nombre.

Ei proceso no térmico en el que se produce luz visible por medio de una reacción química, s e denomina quimioluminiscencia. Ocurre cuando la energía liberada por una reacción genera una molécula excitada electrónicamente, que al retornar a su estado fundamental, libera su energía en forma de fotones de luz. Los relámpagos son un ejemplo de quimioluminiscencia en fa se gaseo sa. Cuando una descarga eléctrica ocurre en la atmósfera, moléculas de N 2, O2, etc., son excitadas d esd e su estado fundamental a niveles de mayor energía Además, N, O, y otros átomos son producidos La recombinación de estos átomos en moléculas, así como el regreso del estado excitado al fundamental de las moléculas, libera energía en forma de luz visible

Otro fenómeno interesante y espectacular que s e produce en la atmósfera e s el de la aurora. Debido a que en la superficie del sol s e generan erupciones violentas o estallidos solares, que expulsan una enorme cantidad de electrones y protones al espacio, ios cuales irrumpen la transmisión de la radio; a! chocar con las moléculas y los átomos de la atmósfera externa del planeta, excitan sus electrones, ionizándolos Dichos iones y moléculas excitadas, regresan al estado basal a través de la emisión de luz, proporcionando una hermosa luz conocida como aurora. Así por ejemplo, un átomo de oxígeno excitado emite fotones de longitud de onda de 558 nm (verde) y de 630 a 636 nm (roja):

O * - * 0 + h v

Asimismo, los colores azul y violeta que s e pueden observar comúnmente en la aurora son debidos a la transición del nitrógeno molecular ionizado37. Donde la longitud de onda de dicha transición se encuentra entre 391 y 470 nm.

N Y N+2 + h v

Los protones y electrones que arriban al sol, s e orientan con el campo magnético del planeta; de tal forma que la mayor parte del espectáculo se presenta en unas zonas con forma de rosca de aproximadamente 2000 km de diámetro localizadas en el centro de los polos norte y sur El fenómeno s e conoce como aurora boreal en el hemisferio16 La eficiencia de dichas lámparas es 5 o 6 veces mayor que la de los focos, pero a pesar de ello sigue siendo baja, ya que sólo el 1 0% de la energía invertida se convierte en lu/ visible

r El asterisco representa una especie excitada en sus electrones y In es el fotón emitido

Ei ¿tu tu 9 CprdL ZL?, í>n crp 105


norte y como aurora austral en el sur; sin embargo, a v e c e s son dem asiadas las esp ecies solares, por lo que e s posible apreciar las auroras en otras partes de la Tierra

De igual manera s e puede observar un resplandor naranja en la superficie exterior de un transbordador espacial. S e piensa que la interacción de los átomos de oxígeno con el óxido nítrico unido a la superficie, produce dióxido de nitrógeno (NO2) excitado electrónicamente.

O + NO -♦ N 02*Conforme el N02* abandona la cubierta de la nave emite fotones con una longitud

de onda de 680 nm (luz naranja).

N 02* -* N 02 + h v

Las reacciones de quimioluminiscencia también se presentan en diversos sistem as biológicos, a este proceso s e le denomina bioluminiscencia Ejemplos de esta s e observan en algunas medusas, bacterias, protozoos, crustáceos, algas y en las luciérnagas. En estas últimas, sucede una reacción bioquímica dentro del cuerpo del insecto, donde una enzima actúa sobre su sustrato, dicha reacción ocurre cuando la luciérnaga busca aparearse

La quimioluminiscencia a su vez, s e emplea en la determinación de contaminantes atmosféricos como el ozono, los óxidos de nitrógeno y los compuestos azufrados, en la determinación de esp ecies inorgánicas, como el peróxido de hidrógeno y algunos iones metálicos; así como en el análisis de esp ecies orgánicas.

La producción de quimioluminiscencia depende de varios factores, entre los cualesse tienen:s La reacción debe proporcionar suficiente energía para crear un estado excitado

electrónicamenter La reacción debe también producir una especie que tenga la capacidad de formar un

estado electrónicamente excitador La reacción tiene que seguir un mecanismo que favorezca la producción de un

estado excitado sobre la formación directa del estado fundamentaly La mezcla de la reacción debe contener una molécula que desactive el estado

excitado por la emisión del fotóny La posibilidad de que la luminiscencia s e a visible, depende de la cinética38 de las

reacciones que se llevan a cabo

38 La cinética química estudia la velocidad de las reacciones, tomando en cuenta los factores que inílujen en ella \ explicando la magnitud de la misma

s, c a a L 106


7 . 1 . Q U I M I O L U M I N I S C E N C I A 263237i

® OBJETIVO:

Conocer el fenómeno de la quimioluminiscencia de una barra de luz portátil.


Al doblar la barra s e rompe una ampolleta y s e ponen en contacto el peróxido de hidrógeno y un feml oxalato, los cuales reaccionan formando una sustancia intermediaria que proporciona la energía para la excitación de la molécula de un colorante fluorescente, que al regresar a su estado fundamental emite luz visible

I0 M A T Í R . I A L E S y S U S T A N C I A S :

y Una barra de luz portátil.+/T

t * * P R O C E D I M I E N T O :

1. Destapar la envoltura que contiene ia barra2. Sacar la barra de la envoltura.3. Observar el contenido de la barra y cuidadosamente doblarla para romper la

ampolleta y provocar la reacción4. Apagar la luz para observar mejor el efecto


Usar bata


Una barra de luz portátil contiene peróxido de hidrógeno39 diluido en un solvente (un ester ftálico) que s e encuentran dentro de una ampolleta de vidrio, la cuál está sumergida en una solución de un feml oxalato y un colorante fluorescente como el 9,10- difenilantraceno, que proporciona la emisión azul.

Cuando la barra s e dobla, la ampolleta s e rompe y el H2O2 reacciona con el oxalato

,n Se ha encontrado que la concentración de peroxido de hidrógeno es de aproximadamente 0 5%

107


O O II II

- C - C - OH ,0'2 2

OH

+ 2 CO?

Durante la reacción s e forma un intermediario, el cuál transfiere la energía a la molécula del colorante, así la luz visible e s emitida cuando la molécula de dicho colorante regresa a su estado fundamental Por lo que las siguientes reacciones resumen las características esenciales de la quimioluminiscencia

o-o i I

* c ~ % o o

o-o I I

//c~ % o o

Colorante Colorante* 2 CO,

Colorante* Colorante + hv


7 . 2 . T R I B O L U M I N I S C E N C I A ^

@ OBJETIVO:

Observar la triboluminiscencia de !a pastilla Lifesavers y comprender este fenómeno luminiscente

Al fracturar un cristal de azúcar, una parte de éste queda con un e x ceso de electrones y la otra con una deficiencia de los mismos. Cuando hay una acumulación de carga suficiente, los electrones sobrantes brincan para neutralizar am bas lados; ello produce choques con las moléculas de nitrógeno del aire, las cuales s e excitan y a continuación emiten luz, en su mayoría ultravioleta; esta luz e s absorbida por el metil salicilato, el cual inmediatamente emite luz visible.

MATe-R_IAL.5S:

r Pinzas


r Una pastilla LifeSaver sabor WintOGreen

1. Sacar la pastilla LifeSaver de su envoltura,2. Colocar la pastilla en la pinza3 Acercar la pastilla a la altura de tus ojos, apagar la luz y esperar unos segundos a

acostumbrar los ojos a la oscuridad. Ahora, triturarla con las pinzas y observar.

La triboluminiscencia, del griego tribo (frotar, fricción) y del prefijo latin ¡ u m i n (luz), es un fenómeno que ocurre cuando una tensión mecánica e s aplicada a un cristal, produciendo la emisión de luz. El efecto puede observase, al moler azúcar o un dulce con una cuchara en un cuarto totalmente oscuro; al separar una cinta adhesiva, al frotar

[T\F U N D A M E N T A C I Ó N :

’T z t i P R O C E D I M I E N T O :


♦ Usar bata.♦ No humedecer la pastilla antes de la demostración

J C'-’i AL ¿ ^ 3 *C~Ct 109


dos cristales de cuarzo, etc , pues varias sustancias orgánicas e inorgánicas lo exhiben Desgraciadamente, la emisión no puede ser observada a grandes distancias.

Al triturar una pastilla Lifesavers, s e rompen los cristales de azúcar, una parte de cada cristal roto presenta un exceso de electrones, mientras que la otra parte tiene abundancia de iones positivos. Cuando hay una acumulación de carga suficiente, los electrones saltan en el límite de la ruptura para neutralizar ambos lados, por lo que chocan con moléculas de nitrógeno del aire circundante provocando que el nitrógeno del aire s e excite y posteriormente emita luz, la mayor parte e s ultravioleta y sólo una pequeña fracción e s visible (azul, pero muy débil para verla), por lo que es ahí donde entra en acción la sustancia fluorescente denominada metil salicilato, contenida en la pastilla, pues absorbe la luz ultravioleta e inmediatamente d espués emite una cantidad suficiente de luz azul que sí e s posible observar Asimismo hay que tomar en cuenta que si el dulce s e moja con saliva, la demostración fallará, debido a que la saliva es conductora y neutralizará las cargas del cristal fraccionado, antes de que s e produzcan las chispas

íítí>j, a C o ,a i z , * a p o s u 1 1 0

C O N C L U S I O N E SEste trabajo de tesis se suma a los esfuerzos de otros sectores de divulgación de

la ciencia en pro de estimular la ardua tarea de motivar a los jóvenes al estudio y gusto por la química.

Aunque el objetivo principal del trabajo fue el de emplearse en el CEDICyT, también puede se r utilizado como material de apoyo por profesores y alumnos de secundaria, nivel medio superior o superior.

Durante el desarrollo se logró la selección y adaptación de las demostraciones de diferentes fenómenos químicos, para lo cual se tomó en cuenta principalmente la seguridad, el posible impacto en el público y la disponibilidad de las sustancias y materiales.

Se optó por el manejo de sustancias y materiales que rep resen tasen un riesgo mínimo tanto para el demostrador como para el público, pues a pesa r de que existe una gran cantidad de demostraciones sobre los temas aquí incluidos, muchas de ellas emplean sustancias con una toxicidad alta y en algunos casos cancerígenas; lo cual fue un criterio de gran peso para descartarlas, debido a las características de las instalaciones del CEDICyT, al equipo de seguridad requerido y al manejo especializado para su preparación, realización y/o disposición.

Con respecto al posible impacto en el público, la duración de la demostración fue un punto importante a considerar en la selección, por lo que se escogieron demostraciones donde los efectos pudiesen se r observados con cierta rapidez. Cabe señalar que la posterior adaptación fue fundamental, ya que el sólo hecho de seguir las instrucciones de preparación y realización de algunas demostraciones encontradas en la bibliografía, no fue suficiente para obtener los resultados ahí indicados

Asimismo, para el criterio de disponibilidad de sustancias y materiales s e requirió de un trabajo de investigación de costos, para su posterior selección y compra. Este punto fue clave en la selección final de las demostraciones, ya que aunque se cumplían los otros criterios, en algunos casos las sustancias tenían un alto costo y no fue posible su adquisición, lo cual llevó a la interesante búsqueda de sustancias sustitutas o al descarte de la demostración.

F i e i A . d * f í t C o r a l ¿ L a , a & o z a 1 1 1

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m M í / J c n , J t 115

in s t it u t o p o l it e c n ic o n a c io n a l

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