Actividades de apoyo para el laboratorio 4 bimestre
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SECUENCIA DIDÁCTICA Bloque IV. La formación de nuevos materiales. Tema 1. Ácidos y bases Subtema 1.2 Modelo de ácidos y bases • Modelo de Arrhenius Aprendizajes esperados • Identifica algunas de las características, alcances y limitaciones del modelo de Arrhenius. • Explica el comportamiento de los ácidos y las bases apoyándose en el modelo propuesto por Arrhenius. 1 Actividades sugeridas. Tiempo estimado de la secuencia: 5 horas ACTIVIDADES DE INICIO Tiempo estimado: 10 min Actividad 1. ¿Ácido o base? Tiempo estimado: 50 min Prueben algunos alimentos de la vida cotidiana y posteriormente realicen un listado clasificándolos en ácidos o bases, estableciendo los criterios de esa clasificación. Alimentos de vida cotidiana la Ácidos Bases Criterios de clasificación Jugo de limón Refresco Jugo de naranja Agua Vinagre Jugo de toronjas Leche de magnesia Bicarbonato de sodio y agua 2 “Desde tiempos inmemoriales los hombres y las mujeres reconocieron dos tipos de sustancias con propiedades opuestas: los ácidos y las bases. Ácidos, sus disoluciones tienen sabor agrio, producen efervescencia al contacto con algunos metales, cambian el color de varios extractos vegetales y pierden todas estas características cuando reaccionan con las bases. Esta última reacción libera calor. Bases, sus disoluciones tienen sabor amargo, son resbalosas al tacto, cambian el color de varios extractos vegetales y pierden todas estas características cuando reaccionan con los ácidos”1 Para completar el desarrollo de la sesión, se sugiere la siguiente actividad, con ella el alumno tiene la posibilidad de identificar algunas propiedades de ácidos y bases ya analizadas anteriormente, con la intención didáctica de que apliquen estos conocimientos al interpretar el modelo de Arrhenius. ACTIVIDADES DE DESARROLLO Actividad 2. Hacia un modelo de explicación de ácidos y bases • • Tiempo estimado 60 minutos La siguiente actividad práctica, tiene como propósito comprobar qué muestras líquidas conducen la corriente eléctrica. Forma equipos de 4 ó 5 alumnos. Para cada equipo se requiere el siguiente material: Material - Vasos de 250 mL. Pila de 6 volts. Foco pequeño con su soporte o un led. 3 caimanes. 2 clavos. Papel indicador de pH. Agua destilada, agua de la llave, sal, jugos de frutas, alcohol etílico, disolución de azúcar, disolución de sal, aceite, disoluciones (1:5) de ácido clorhídrico, ácido nítrico, ácido sulfúrico y disoluciones de hidróxido de sodio y de hidróxido de potasio al 0.5% en masa, diferentes muestras de líquidos caseros. 1 Chamizo, José Antonio y Petrich, Margarita, “Acidez y basicidad” en Química 2, México, D.F. 2007 Segunda edición, Edit. Esfinge, pág. 40 y 41 3 • Cada equipo debe montar el sistema que se observa en la siguiente figura: • • Comprueben inicialmente que el foco funciona, conectándolo directamente a la pila. Como primera prueba, coloquen un poco de agua destilada en el vaso y observen si se prende el foco. Sin desconectar el circuito, empiecen a añadir sal poco a poco al agua, con ligera agitación y observen si hay algún cambio. Prueben con los demás líquidos, observen en cuáles circula la corriente eléctrica (el foco se enciende) y en cuáles no. Anoten sus observaciones en la siguiente tabla: • Líquidos conductores de la electricidad • • • • • Líquidos no conductores de la electricidad Con papel indicador de pH comprueben qué líquidos son ácidos y bases. Analicen qué tienen en común los líquidos de cada una de las columnas. En particular observen en qué conjunto quedaron los ácidos y las bases. Tomen 50 mL de la disolución de ácido clorhídrico diluida 1:5 y con el papel indicador de pH comprueben su acidez. Coloca el circuito y añade 1 mL de la disolución de hidróxido de sodio, agiten y comprueben si se modificó la acidez. Repitan la operación hasta que noten algún cambio. Verifiquen si esta mezcla puede conducir la corriente. Propongan una hipótesis para explicar lo que ocurre. Elaboren para la siguiente sesión un reporte escrito que reúna las observaciones y las explicaciones de las actividades anteriores. Acompañen el reporte con una investigación de la teoría electrolítica propuesta por Svante Arrhenius, un investigador que aportó ideas para explicar los fenómenos observados en esta práctica. Traten de responder ¿cuáles fueron estas explicaciones? 4 Actividad 3. Arrhenius y su modelo para explicar ácidos y bases Tiempo: 60 min Realiza la siguiente lectura de forma individual, y posteriormente reúnete en equipos de 3 o 4 personas para comentarla: “ÁCIDOS Y BASES” Los ácidos y las bases son compuestos químicos importantes. En la cocina se utilizan para preparar diversos platillos y bebidas y para liberar burbujas de CO2 durante el horneado de pan. La vitamina C por ejemplo es un ácido que es un nutriente esencial en nuestra dieta. El ácido liberado por el estómago facilita la digestión, sin embargo el proceso produce acidez e indigestión. Las bacterias de la boca producen ácidos que pueden disolver el esmalte dental, favoreciendo la producción de caries. En las actividades recreativas nos interesa el grado de acidez en las albercas. Los ácidos son indispensables en la fabricación de detergentes, plásticos y acumuladores para automóviles. Las propiedades ácido-base de las sustancias se encuentran en todas las áreas de nuestra vida. Por ello es importante conocer las propiedades de los ácidos, las bases y las sales.2 Muchos químicos intentaron responder a una pregunta: ¿Qué es un ácido? Hasta 100 años más tarde se tuvo una buena respuesta y esto fue gracias a cuatro químicos que se dedicaron a la búsqueda de una mejor explicación de los conocimientos propios de la ciencia. Científicos como Svante Arrhenius, Johannes Niclaus Bronsted, Thomas M. Lowry y Gilbert N. Lewis contribuyeron enormemente en lo que es la teoría de los ácidos y bases en las cuales a lo largo del tiempo se han propuesto diferentes modelos de explicación con base en los experimentos de laboratorios que realizaron utilizando un papel indicador de pH llamado papel tornasol. Modelo de ácidos y bases de Svante August Arrhenius Svante August Arrhenius (1859−1927) fue un químico sueco que nació cerca de Uppsala, que realizó muchas investigaciones que aportaron conocimientos importantes para la química, por ejemplo en temas como la velocidad de las reacciones y su relación con la temperatura y la concentración de las moléculas. Escribió también varias obras sobre física, biología y astronomía. Estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró en el año de 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones de algunas sustancias. 2 HEIN, Morris, Arena Susan, Estándares de Medición, Cap. 15 en Fundamentos de Química, Edampsa Ediciones, México, D. F. y América Central, Décima edición, pág. 370 5 En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica, que dice que las sustancias al estar disueltas en agua tienen la capacidad de disociarse o separarse en iones, los cuales quedan libres para desplazarse en la disolución por lo que son capaces de conducir la corriente eléctrica. Cuando se aplica un voltaje o diferencia de potencial en estas disoluciones, los iones empiezan a moverse atraídos por la carga de los electrodos y esa circulación de partículas con carga cierra el circuito eléctrico, a diferencia del movimiento de electrones que se presenta cuando un conductor sólido como el cobre conduce la corriente eléctrica. Esta teoría incidió directamente en la explicación sobre la composición de ácidos y bases, que precisamente son electrolitos. Arrhenius planteó un modelo para explicarlos. Definió a los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones H+, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH¯ . Ejemplos de ácidos en agua: HCl → H+ + Cl¯ Acido clorhídrico HBr → H+ + Br¯ Ácido bromhídrico Ejemplo de base en agua: NaOH → Na+ + OH¯ Hidróxido de sodio KOH → K+ Hidróxido de potasio + OH¯ Cuando los ácidos y las bases se encuentran, llevan a cabo la reacción de neutralización, en la cual los iones H+ + OH¯ se reúnen para formar agua: H+ + OH¯ → H2O Los iones restantes, por ejemplo K+ y Br¯ forman una sal, bromuro de potasio, KBr. 6 La reacción completa sería: HBr + KOH → H2O + KBr El modelo de Arrhenius fue objeto de críticas. La primera: que el concepto de ácidos se limita a sustancias químicas que contienen hidrógeno y el de base a las sustancias que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica: que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen algunas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua. • Empleando la investigación que realizaste sobre la biografía de Svante Arrhenius y la lectura hecha en la sesión, discutan y respondan las siguientes preguntas en equipos de 3 ó 4 personas: 1. ¿De dónde era Arrhenius y en qué época vivió? 2. Recuerden un poco de lo que ya hemos estudiado sobre las revoluciones de la ciencia y traten de identificar qué ideas de la química ya se conocían en la época en que Arrhenius propuso sus teorías. 3. ¿Cuál es la investigación con la que se identifica principalmente a Arrhenius? 4. ¿Qué tienen que ver los ácidos y las bases con esta investigación? 5. ¿Cómo explicó Arrehius a los ácidos y las bases? 6. Las fórmulas de algunos de los ácidos empleados en la sesión anterior son: ácido clorhídrico HCl, ácido nítrico HNO3 y ácido sulfúrico H2SO4. por su parte, las bases fueron hidróxido de sodio NaOH e hidróxido de potasio KOH. ¿Qué relación hay entre estas fórmulas y las ideas de Arrhenius? 7. ¿Cómo se puede explicar con este modelo lo que ocurre cuando reacciona el ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio? Actividad 4. También hay excepciones. ¿Son bases? Tiempo estimado 60 min Tu profesor va a llevar a cabo las siguientes demostraciones. Obsérvalas con atención y trata de deducir lo que ocurre en el proceso: Caso A: - - Empleando el circuito con el foco del experimento anterior, se completará la conexión colocando en el vaso un poco de vinagre, que es una disolución de ácido acético en agua. Si es posible, se pondrán también unas gotitas de disolución de naranja de metilo, que es un indicador que se pone rojo cuando está en medios muy ácidos y amarillo en medios neutros o básicos. Poco a poco se añadirá a la mezcla anterior un poco de carbonato de sodio en polvo, Na2CO3. Observen lo que sucede y anoten sus observaciones. 7 Caso B: - En un matraz se colocarán una cucharadita de cloruro de amonio (NH4Cl) y otra de hidróxido de calcio (Ca(OH)2). Se tapará el matraz con un tapón monohoradado unido con una manguerita que llegue a burbujear en un vaso que tendrá agua con una gotita de fenolftaleína, otro indicador común que se pone de color rosa cuando el medio es básico. Observa lo que sucede. - Después de burbujear un rato, se probará la conductividad de la mezcla. ¿Se prende el foco? Tras observar los resultados, lee el siguiente texto y comenta en pequeños grupos las siguientes preguntas. Escribe tus conclusiones para luego cotejarlas con las del resto del grupo: LOS ALCANCES Y LIMITACIONES DEL MODELO DE ARRHENIUS El modelo de Arrhenius es muy importante como una primera explicación para la estructura y comportamiento químico de los ácidos y las bases. Gran cantidad de sustancias de este tipo caben en los principios de su descripción, pero otras no pueden ser explicadas con el modelo, pues, teniendo comportamiento como bases no contienen iones OH¯ , o siendo ácidos no tienen iones H+ o protones. Para este tipo de sustancias, se han desarrollado otros modelos complementarios que tienen como base el hecho de que el agua, H2O, al contacto con ellas, es capaz de disociarse y generar los iones H+ y OH¯ , así que, en realidad, las ideas de Arrhenius están relacionadas con las explicaciones y tienen validez de cualquier manera. Como todos los modelos, el de Arrhenius fue susceptible de ser modificado o sustituido al encontrar evidencia de sus fallos, pero el trabajo de este gran científico resultó fundamental para la comprensión de la estructura de muchas sustancias y de las reacciones químicas, en una época en la que las herramientas y conocimientos para acercarse a estos fundamentos no eran muy accesibles. Arrhenius, definitivamente, ya es uno de esos personajes “inmortales” para la química. Buscando soluciones 1. La disociación del ácido acético se lleva a cabo de la forma que se muestra en la siguiente ecuación: CH3COOH → CH3COO¯ + H+ ¿Coincide esta disociación con el modelo de Arrhenius para los ácidos? ¿Por qué? 2. ¿Qué pasó con el color del naranja de metilo al añadir el carbonato de sodio al vinagre? ¿Por qué consideras que pasó? 3. El cloruro de amonio y el hidróxido de calcio llevan a cabo la siguiente reacción: 2NH4Cl(s) + Ca(OH)2(s) → CaCl2(s) + 2H2O(g) + NH3(g) 8 El gas que se burbujea en el agua con fenolftaleína es el amoniaco, NH3. ¿Qué le ocurre al color de la disolución tras este burbujeo? ¿Qué indica? 4. El amoniaco NH3 es un compuesto covalente. El nitrógeno y el hidrógeno no se separan en iones. Sin embargo, ¿qué ocurre con la conductividad de la corriente tras burbujearlo en el agua? ¿Qué podrá estar pasando? 5. Si el carbonato de sodio y el amoniaco se comportan como bases y sus fórmulas son Na2CO3 y NH3 respectivamente, ¿coinciden sus fórmulas con las ideas de Arrhenius? 6. ¿Cuáles de las sustancias empleadas en los experimentos pueden justificar su comportamiento ácido-base con el modelo de Arrhenius y cuáles no? Justifica tu respuesta. Comenten en grupo las respuestas de las preguntas anteriores y con ayuda de su profesor obtengan conclusiones generales. ACTIVIDADES DE CIERRE Actividad 5. “Aplicando lo aprendido” Tiempo estimado para la actividad: 40 min La historieta Reunidos en equipos, y con base en lo que aprendieron acerca de la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius, “escriban una historieta ilustrada que explique por qué el riesgo de electrocutarse aumenta si el suelo está mojado, pues probablemente sabes que cuando se cae un cable de alta tensión, se recomienda alejarse para no electrocutarse.”3 La historieta debe cumplir con los siguientes requisitos: a) Mínimo cuatro cuadros, máximo ocho. b) En media cartulina. La práctica Lee con atención el siguiente texto y realiza lo que se te indica “En la escuela secundaria un grupo de tercer grado formó una comisión para promover el buen uso de sustancias tóxicas utilizadas en el hogar como son algunos ácidos y bases, pero antes de iniciar con su campaña, tenían que reconocer características y comportamiento de esas sustancias”. ¿Te gustaría enseñar a este grupo de alumnos a reconocer dichas sustancias? 3 Cfr. JARA Reyes, Silvia, Bascuñán Blaset Aníbal, (2002), Lo que sabemos de la disociación electrolítica, en “Acércate a la Química 2” Edit. Larousse, pág. 36 9 Realiza las siguientes actividades con los materiales y sustancias que tienes sobre la mesa de laboratorio. Recuerda ¡No pruebes ninguna sustancia! 1.- ¿Cómo comprobarías que las sustancias C y D son electrolitos? Explica tu plan y realízalo 2.- Explica el fenómeno observado aplicando la Teoría de Arrhenius (de manera escrita y con dibujos) 3.- Diferencia el ácido de la base en las sustancias C y D Anota tu plan y realízalo 4.- El ácido y la base que utilizaste están formados por iones, une un catión con un anión y descubre las sustancias que usaste, puedes apoyarte en el siguiente cuadro: Anión Catión Cl-1 Cloruro OH-1 Hidróxido K+ H+ (Nombre común: potasa) (Nombre común: ácido muriático) 5.- Con un gotero, gota a gota, neutraliza la base y comprueba que esta reacción es exotérmica. 6.- ¿Qué sustancias se produjeron? ¿Qué aprendí? Tiempo estimado: 20 min De manera grupal, con el propósito de que revisen los contenidos de este tema, y clarifiquen qué tanto aprendieron o qué les hizo falta aprender, completen de la manera más precisa el siguiente cuadro con sus comentarios y conclusiones. Comentarios y conclusiones Qué sabía Qué aprendí Qué me faltó saber Cómo lo voy a lograr 10 SECUENCIA DIDÁCTICA IV. La formación de nuevos materiales. Bloque 2. Oxidación y reducción. Tema 2.2. Las reacciones redox. Subtema • Experiencias alrededor de las reacciones de óxido-reducción. • Número de oxidación y tabla periódica. Aprendizajes esperados • • • Analiza algunas reacciones de óxido-reducción en la vida diaria y en la industria. Identifica las características oxidantes de la atmósfera y reductoras de la fotosíntesis. Establece una primera relación entre el número de oxidación de algunos elementos y su posición en la tabla periódica. Actividades sugeridas Tiempo estimado: 6 horas Actividad de inicio. Tiempo estimado: 50 minutos ¿Qué recordamos de los electrones de valencia y de los iones? Formar equipos de 4 ó 5 integrantes. Con la información contenida en la tabla periódica, complementen la siguiente tabla: Elemento Sodio Magnesio Oxígeno Cloro Carbono Neón Nitrógeno Aluminio Símbolo Grupo Número de electrones de valencia Tendencia: cede, gana, comparte o está completo el número de electrones En equipo, respondan las siguientes cuestiones. • • • • • • ¿Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en? _________________________. ¿Qué función tienen los electrones de valencia? _____ __________. Cuando un átomo ha cedido o atraído electrones, adquiere una carga positiva o negativa ¿a qué se debe esto? ______________________ __________ __________________. ¿Un átomo con carga eléctrica se denomina? _____________________. ¿Si la carga eléctrica del átomo es positiva, se llama?_ __________. ¿Y si es negativa, se nombra? _______________. Representa a los siguientes iones Nombre Ion sodio Ion cloruro Ion aluminio Ion oxígeno Electrones Cedió 1 Atrajo 1 Cedió 3 Atrajo 2 Ion +1 Na Elegir un representante de cada equipo, para que explique ante el grupo, los resultados obtenidos con el trabajo realizado. Para terminar la actividad, elaboren también en equipo conclusiones acerca de la función de los electrones de valencia y de la razón por la cual un átomo adquiere carga eléctrica. Actividad 1 Tiempo estimado: 60 minutos ¿Qué es la corrosión? Actividad para los alumnos: Tu profesor va a entregarle a tu equipo de 4 o 5 personas, un brillante y reluciente clavo de hierro, para que registren su masa, lo lleven a su casa y lo pongan en un sitio donde se pueda oxidar. Contesta las siguientes preguntas: • • • • ¿Dónde pusieron el clavo? ¿Qué características tiene ese sitio? ¿Por qué consideraron que ese entorno favorece la oxidación del clavo? ¿Qué idea tienen de un óxido? Transcurridas las dos semanas, traigan los clavos a la clase; nuevamente registrarán su masa. En la clase realicen una exposición de los clavos, del más oxidado al menos oxidado, con las respuestas a las preguntas planteadas, así como los datos de masa antes y después de la oxidación. En equipos de trabajo y partiendo de la actividad anterior, preguntar a los alumnos: ¿cuáles son los factores necesarios para que se produzca la 2 oxidación de un clavo?, ¿de dónde viene el óxido que se formó en el clavo?, ¿hubo alguna variación entre la masa inicial del clavo y la final?, ¿por qué? Si no saben todas las respuestas consulten en diferentes fuentes (libros, revistas e Internet), para que indaguen y puedan contestar. Discutan en equipo y lleguen a un acuerdo; después, que cada equipo proponga una respuesta. Se recomienda escribir las respuestas en una hoja de papel bond o en el pizarrón. Tu profesor va a presentar información relacionada con la oxidación, para que la comparen con sus respuestas y obtengan conclusiones sobre la forma en la que ocurre el proceso y los cambios químicos que se presentan. Pongan especial atención en la definición de los términos oxidación, reducción y reacción de óxido-reducción. Para concluir el tema, en equipo responderán a los siguientes aspectos: Acerca de las reacciones óxido-reducción. Qué sé Qué quiero saber Actividad 2 Número de oxidación Qué aprendí Tiempo estimado 60 minutos A lo largo de la historia, los conceptos han cambiado o bien se amplían, como ha sucedido en el caso de este tipo de reacciones. Así, la definición actual de oxidación y reducción es: un elemento se oxida cuando en un cambio químico aumenta su número de oxidación y, al mismo tiempo, la disminución en el número de oxidación de un átomo implica que se redujo. Para saber cuándo sucede una reacción de óxido-reducción, se necesita conocer el número de oxidación de los átomos involucrados en la reacción química. Ahora se analizará cómo se determina el número de oxidación de algunos átomos. Formar equipos de 4 ó 5 integrantes y realizar las siguientes actividades. Un átomo neutro cualquiera tiene un número definido de electrones, el cual corresponde al número de protones que posee su núcleo –es decir, su número atómico–. Compruébalo mediante las siguientes actividades. Completar la siguiente tabla: Elemento No atómico (neutro) Na 11 S 16 O 8 F 9 Al 13 H 1 Número de protones 11 Número de electrones 11 3 Generalmente, cuando un elemento determinado se combina mediante una reacción química, el número de electrones asociado a él puede ser mayor o menor que su número atómico característico. Por ello el concepto de número de oxidación, significa el número de electrones en exceso o de déficit que se le asigna a un elemento, respecto a su número atómico, cuando forma parte de un compuesto: ya sea una molécula o en forma de ion, en una reacción, de acuerdo con ciertas reglas: Si el número de electrones asignado a un elemento es mayor que su número atómico, se le confiere una carga aparente negativa. Por el contrario, si el número de electrones asignado es menor que su número atómico, se le otorga una carga aparente positiva. Con base en el ejemplo anterior, tenemos: Átomo que forma parte de un compuesto: molécula o ion. Número atómico Número de protones Número de electrones Número de oxidación Na 11 11 10 1+ Ejemplo: Sodio (Na), número de protones 11 (+), número de electrones 10 (-) tenemos finalmente un número de oxidación 1+, ya que tiene menos electrones que el elemento neutro. De esto podemos concluir que todos los elementos en su estado libre (neutro) tienen un número de oxidación igual a __________________. Anotar los datos faltantes en la siguiente tabla. No Átomo que forma parte atómico de un compuesto: molécula o ion. S O F Al H Li N 16 8 9 13 1 3 7 Número de protones Número de electrones 16 8 9 13 1 3 7 18 10 10 10 0 2 10 Número de oxidación En la tabla siguiente se muestra el número de oxidación de algunos átomos y el grupo al cual pertenecen. Su tarea es completarla. Ion Li 1+ Mg 2+ F 1O 2Al 3+ K1+ Grupo 1 Ion H 1+ Ca2+ Na1+ N 3S2Be2+ Grupo 6 ¿Qué relación encuentran entre el número de oxidación de los átomos y su grupo, en la tabla periódica? 4 ______________________ ______________________ ______________________ _ _ _ ______________________________ ______________________________ ______________________________ Después de haber determinado el número de oxidación de algunos átomos y haberlos relacionado con su grupo, explica: ¿qué diferencias encuentras entre la valencia o capacidad de combinación de un elemento y el número de oxidación de un átomo? Completa el cuadro comparativo. Concepto Semejanzas Valencia Número de oxidación • Diferencias • • • Conclusiones • • • • Anotar los datos que faltan de la siguiente tabla. Átomo Grupo S O F Al Na Mg Li N 6 Electrones de valencia 6 Número de oxidación 2- 3 1+ 5 3- ¿Cuál es su conclusión, después de las observaciones realizadas, respecto a la cantidad de electrones de valencia y el número de oxidación de un átomo? ¿Para qué sirve saber cada uno? Un representante de cada equipo explicará cómo se obtiene el valor del número de oxidación y la relación que tiene con la tabla periódica; así como las diferencias entre la valencia y el número de oxidación de un átomo. Por escrito, cada alumno explicará las diferencias entre valencia y número de oxidación, dando dos ejemplos de cada uno. También explicará para qué sirve saber cada concepto. Actividad 3 Reacciones de óxido-reducción Tiempo estimado: 60 minutos Nota: Antes de la clase, solicite una hoja de papel bond y plumones. Es común que en nuestro medio se lleven a cabo reacciones de óxidoreducción; sin embargo, no se presta atención y con frecuencia, no se 5 observan de manera visible sus efectos. ¿Puedes identificar algunas reacciones de óxido-reducción que ocurran a tu alrededor? Formar equipos de 4 ó 5 integrantes. Efectuar la lectura, identificar y analizar las características en cada caso, como se muestra en el ejemplo resuelto al final. Puede asignarse a cada equipo, el análisis de un proceso y pedir que lo expongan ante el grupo. Para cada uno de los ejemplos, responderán las siguientes preguntas. Escribirán las respuestas en una hoja de papel bond. • • • • • ¿Qué importancia tiene el proceso descrito en la vida diaria? ¿Cómo se lleva a cabo? ¿Tiene alguna importancia económica? ¿Por qué? ¿Interviene el oxígeno? ¿cómo? ¿Por qué es una reacción óxido-reducción? Identifica los elementos que se oxidan y se reducen. Si escuchamos hablar de “procesos de óxido-reducción”, estos términos puede parecernos sofisticados o pertenecientes a ámbitos complejos de la ciencia y la tecnología, lejanos a nuestra vida cotidiana. Todos hemos visto un clavo oxidado y sabemos que muchas piezas metálicas se oxidan fácilmente cuando se mojan, pero no suena fácil eso de identificar cambios con ese nombre. Sin embargo, los “procesos de óxido-reducción” son mucho más comunes y cercanos a ti de lo que piensas. No exageramos al decir que gran parte de los cambios químicos más comunes, incluidos los que ocurren en tu cuerpo, en tu casa, en la industria y en la calle, pueden incluirse en esta categoría. Para convencerte de esta afirmación, aquí van algunos ejemplos que seguro te suenan familiares. a) La corrosión provoca pérdidas millonarias. Este ejemplo es justamente el que sí conoces, por eso lo mencionamos primero. En la construcción, en la industria y en la elaboración de diversos utensilios se emplean metales. Muchos de ellos deben ser protegidos por diferentes medios para que el oxígeno del aire no los transforme en óxidos, que suelen ser polvos con propiedades muy diferentes a los elementos metálicos. A este proceso o cambio químico se le conoce como corrosión, y si no la prevemos o evitamos, nos hará gastar grandes cantidades de dinero. Si no lo crees, sólo piensa qué es más fácil y barato, pintar una reja de la casa o los canceles de la ventana, si son de acero, o hacerlos nuevos cada vez que se deshacen en cachitos al oxidarse. O, pensando en la industria, ¿cuánto se arriesga si, en vez de pintar y aplicar otros procesos químicos en el casco de un enorme barco, también con casco de acero, permitimos que se desgaste rápidamente al contacto con el mar, hasta llenarse de hoyos? Si piensas en bicicletas, autos, camiones, aviones, llaves, alambres, varillas, maquinaria industrial y hasta joyas, encontrarás otros casos en los que evitar la corrosión resulta de mayor utilidad. 6 ¿Quién es el “villano” principal de esta historia? Sorprendentemente, este villano que nos hace tomar muchas precauciones, es el “héroe” de otros procesos: el oxígeno del aire sin el cual, ¡no podríamos respirar! Para ejemplificar su acción, observa la reacción que ya conoces: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3 b) ¿De dónde vienen los metales? Si vas al bosque, a la selva, al desierto, a la playa o a cualquier paisaje natural donde el ser humano no haya hecho demasiadas modificaciones, no vas a poder encontrar ninguna pieza ni material metálico que no haya sido colocado ahí por alguna persona. Los metales, salvo algunas excepciones, no están en la superficie de nuestro planeta como tales. Entonces, ¿de dónde los sacamos? La respuesta a esta pregunta nos permite referirnos a una actividad que comenzó en la antigüedad, pero que tomó gran auge en los últimos siglos: la minería. Y no es que de las minas se saquen los metales directamente, sino que se obtienen los minerales que los contienen, pero en forma de compuestos como óxidos y sales. Para recuperar el metal, se requiere llevar a cabo el proceso contrario a la corrosión; esto se realiza en grandes plantas industriales. Por ejemplo, en las plantas llamadas de “altos hornos” ocurre la refinación del hierro para fabricar el acero. En este caso se combina, a muy altas temperaturas, el óxido del metal con carbono; estas interacciones producen los siguientes cambios: 2C + O2 → 2CO CO + Fe2O3 → CO2 + 2 Fe Para refinar otros elementos se emplean reacciones similares o bien se realizan procesos químicos distintos, todos encaminados a recuperar los elementos en su forma metálica. c) ¿Qué me pongo en la cortada? Si sufrimos un accidente que nos ocasione una herida pequeña, siempre existe el riesgo de que ocurra una infección y complique la recuperación. Para evitar esto se recomienda lavar bien la lesión con jabón, para eliminar los microbios; pero esto puede no ser suficiente, por lo que en las farmacias podemos conseguir diferentes disoluciones desinfectantes o antisépticas. Algunas de ellas funcionan precisamente mediante reacciones de óxidoreducción. Como ejemplo tenemos al agua oxigenada, que es una disolución de peróxido de hidrógeno (H2O2) al 3% en agua, que se aplica sobre raspones o cortadas leves. En la sangre y los tejidos tenemos una enzima llamada catalasa, ésta hace que el peróxido de hidrógeno se descomponga produciendo oxígeno (O2) y agua (H2O); la molécula de oxígeno ejerce un fuerte poder oxidante sobre las 7 membranas de los microbios y los mata. La reacción que cataliza la catalasa es: H2O2 → H2O + O2 d) Vamos a blanquear la ropa. La higiene es indispensable para el mantenimiento de la salud. El lavado de la ropa suele hacerse con diferentes jabones y detergentes. Pero cuando queremos que se quiten diferentes manchas de las prendas blancas, empleamos disoluciones blanqueadoras, cuya función principal no es quitar, sino decolorar las sustancias que producen el color. Para lograr esta función, las reacciones que se emplean son procesos de óxido-reducción. La sustancia más conocida de las usadas en estas disoluciones es el hipoclorito de sodio (NaClO), que es muy oxidante; lo que hace es transformar los materiales provocando que pierdan su coloración característica. El hipoclorito de sodio no sólo quita el color, sino que también elimina muchos microbios; por ello resulta de gran utilidad para prevenir infecciones y para tratar materiales que hayan estado en contacto con personas enfermas. Esta propiedad también es importante. En ocasiones llamamos “cloro” a estas disoluciones; pero en realidad, el cloro (Cl) es el que se usa para fabricarlas, pues el hipoclorito de sodio se produce cuando este elemento gaseoso burbujea en disoluciones de hidróxido de sodio (NaOH). La reacción que ocurre, entonces, es: Cl2 + NaOH → NaClO + NaCl + H2O Con los ejemplos anteriores puedes darte cuenta de que los “procesos de óxido-reducción” están más cerca de ti de lo que te imaginabas. ¡Y eso que no mencionamos que también forman parte de la respiración, la fotosíntesis, el procesamiento de alimentos en el cuerpo y la combustión! Los números de oxidación en una ecuación química Respondan, tomando en cuenta su propia experiencia y razonamiento, cuál es la importancia económica y social de los procesos que se analizaron. Argumenten por qué es un proceso de óxido-reducción, asimismo, identifiquen los elementos que se oxidan o se reducen, y señalen los símbolos que representan elementos, compuestos, átomos o moléculas, como un repaso de temas anteriores. Para el análisis es indispensable asignar los números de oxidación. A manera de ejemplo, se analiza lo que ocurre en uno de los casos citados en la lectura anterior: el del agua oxigenada. a) Asignamos números de oxidación: +1 H2 O2 -1 → +1 H2 O -2 0 + O2 8 b) Identificamos el elemento que cambió de oxígeno. Algunos de los átomos de este perdieron electrones; esto se refleja en el oxidación: O-1 - 1 electrón → números de oxidación: fue el elemento se oxidaron, pues aumento de su número de O0 c) Otros átomos de oxígeno, los que formaron el agua, se redujeron al ganar electrones, lo que se aprecia en la disminución de su número de oxidación: O-1 + 1 electrón → O-2 En este caso, entonces, podemos decir que ante la acción de la catalasa, algunos átomos de oxígeno de la molécula del peróxido de hidrógeno, funcionaron como oxidantes, mientras que otros funcionaron como reductores. Tu profesor(a) te ayudará a que realicen un análisis similar con las demás reacciones Para concluir la actividad: Cada equipo debe elegir un representante, para que explique las respuestas ante el grupo. • En el pizarrón, reunir las hojas de papel bond para poder apreciar las características semejantes y diferentes entre un proceso y otro. • Responder de manera individual: ¿en qué se parecen todos los procesos analizados? ¿En qué son diferentes? ¿En qué radica la importancia de las reacciones óxido-reducción analizadas? • Finalmente, elaborar una conclusión general, en una hoja de papel bond. Esta conclusión debe considerar los siguientes aspectos: • • Las reacciones de óxido-reducción que aportan importantes beneficios al ser humano y aquéllas que de alguna manera nos afectan. Resaltar que el oxígeno es, sin duda, el agente oxidante más común. Oxida rápidamente la madera que arde en las fogatas y la gasolina en el motor del automóvil. Durante la corrosión, el oxígeno se combina lentamente con metales. Por fortuna, el oxígeno gaseoso es un agente oxidante suave en la concentración en que se encuentra en la atmósfera: 21% en volumen. Actividad 4 ¿Respiración y fotosíntesis? Tiempo estimado: 60 minutos Material para diseñar un cartel: cartulina, plumones, libros y revistas de biología. 9 Es sorprendente lo mucho que damos por sabido. Por ejemplo, respiramos sin cesar; si dejáramos de respirar cinco minutos, aproximadamente, moriríamos. Sin embargo, raras veces nos preguntamos ¿de dónde viene el oxígeno que contiene el aire que respiramos? ¿Para qué respiramos? De igual manera, diariamente comemos para tener energía suficiente y realizar las funciones vitales que nuestro cuerpo necesita, aparte de poder cumplir con nuestras responsabilidades, pero ¿de dónde viene el alimento que consumimos diariamente? ¿Hay alguna relación entre estas preguntas y las reacciones de óxido-reducción? ¿Cómo podemos saberlo? Formar equipos de 4 ó 5 alumnos. Con ayuda de libros, revistas y material a su alcance (documental, video, etcétera), indagar respecto a los procesos de respiración y de fotosíntesis; se sugiere que sea un trabajo corto y fértil. Como resultado de la indagación se presentará un cartel que debe incluir las respuestas a las preguntas iniciales. Sugerencia de lecturas. La fotosíntesis La vida en la Tierra depende fundamentalmente de la energía solar, la cual es atrapada mediante el proceso fotosintético, el responsable de la producción de toda la materia orgánica que conocemos. Las plantas verdes son capaces de utilizar la energía de la luz solar para producir alimentos a partir del dióxido de carbono (CO2) y el agua (H2O). Esta reacción que forma parte del proceso de fotosíntesis, produce compuestos orgánicos (alimentos) como la glucosa, liberando oxígeno (O2). Podemos resumir esto en la siguiente ecuación química: Fotosíntesis Sol Energía + agua + bióxido de carbono alimento + oxígeno Si representamos el caso particular de la glucosa, el carbohidrato más común del que obtenemos energía, tenemos: Energía + 6H2O + 6CO2 → C6H12O6 + 6O2 Los seres fotosintéticos captan la luz mediante diversos pigmentos fotosensibles, entre los que destacan por su abundancia, las clorofilas y carotenos. Cuando los pigmentos absorben la luz, los electrones de sus moléculas reciben esta energía y la emplean para pasar a otros materiales: una molécula de pigmento se oxida al perder un electrón, el cual es recogido por otra sustancia, que se reduce. Así, la clorofila puede transformar la energía luminosa en energía química. La respiración Todos los organismos dependen de la energía contenida en los alimentos, para vivir. Gracias a la respiración se producen reacciones de oxidación que liberan la energía contenida en los alimentos, la cual es utilizada por los 10 seres vivos para realizar todas sus funciones vitales. La mayoría de los organismos vivos utilizan el oxígeno para su respiración; éste se encuentra en la atmósfera. Los gases atmosféricos forman la mezcla que conocemos como aire, constituido principalmente por nitrógeno (N2) y oxígeno (O2), aunque también existen pequeñas cantidades de otros gases. El nitrógeno se encuentra en un 78.1% y el oxígeno forma aproximadamente el 21% de la atmósfera. Así pues, durante la respiración se consume constantemente oxígeno para poder procesar los alimentos; como producto de la respiración se genera dióxido de carbono, agua y la energía necesaria para realizar nuestras distintas funciones. Podemos resumir este proceso en la siguiente ecuación: Respiración celular Alimentos + oxígeno dióxido de carbono + agua + Energía Si ejemplificamos el proceso con la glucosa, la reacción sería: C6H12O6 + 6O2 → 6H2O + 6CO2 + Energía Nuestra existencia misma depende del oxígeno y de la oxidación de los alimentos. La propia vida es un fenómeno de óxido-reducción. Para revisar la actividad Cada equipo presenta su cartel al grupo y explica sus respuestas a las preguntas iniciales, mediante los procesos de respiración y fotosíntesis. En plenaria, destaquen las características oxidantes de la atmósfera, y reductoras de la fotosíntesis; así como el valor biológico de los dos procesos para la vida. Cierre Tiempo estimado: 60 minutos Socialización de lo aprendido Para concluir este tema, se propone llevar a cabo las siguientes actividades: Efectuar una actividad práctica, en la que se puedan revisar procesos de óxido-reducción y se destaquen los conceptos relacionados con ellos. Realizar una exposición con los trabajos realizados en la secuencia didáctica (los clavos, los carteles, las conclusiones en las hojas de papel bond y todos los demás). Organizar un coloquio para comentar los conocimientos adquiridos y que les permita reorganizar sus nuevas ideas al hablar y escuchar a sus compañeros. 11 Para llevar a cabo las actividades prácticas hay muchas reacciones químicas de óxido-reducción que pueden resultar atractivas para los estudiantes. Su realización depende de la disponibilidad de materiales en el laboratorio. Desmanchemos telas con agentes de óxido-reducción: Sugerimos que realice esta actividad sencilla, que consiste en probar el poder decolorante del agua oxigenada y del hipoclorito de sodio, sobre manchas en telas blancas. Para este experimento, será suficiente contar con telas blancas de composiciones diversas, éstas se ensucian con diferentes tintas, comida, aceites, pinturas, etcétera, y se someten a tratamiento con los reactivos ya descritos. Se propone organizar la sesión de manera que cada tela se ensucie con todos los agentes y se prueben disoluciones de agua oxigenada y de hipoclorito de sodio con diferentes diluciones, de forma que controlen diferentes variables y organicen un análisis para sacar conclusiones sobre las mejores condiciones en que pueden emplearse esos decolorantes. Tomen notas para realizar un informe en el que profundicen en las observaciones y las conclusiones respectivas. Finalmente, al terminar el experimento, se recomienda hacer el cierre final comentando cómo se desarrolló el tema y los aspectos más importantes de lo aprendido. Puntos a tratar: 1. El aspecto macroscópico de las reacciones de óxido-reducción. ¿En qué radica la importancia de las siguientes reacciones de óxidoreducción en la vida diaria? ¿Y en la industria? ¿Qué pasaría con los siguientes procesos si la atmósfera del planeta no fuera oxidante? • La corrosión. • La combustión. • Fabricación de acero. • Los antisépticos y desinfectantes. • Los blanqueadores. • La fotosíntesis. • La respiración. 2. El aspecto microscópico de las reacciones de óxido-reducción. • Diferentes acepciones de los términos oxidación y reducción. • Número de oxidación: ¿cómo se determina?, ¿qué información proporciona?, ¿cómo se utiliza para interpretar una reacción de óxido-reducción?, ¿para qué usar el número de oxidación en las reacciones de óxido-reducción? 12
