Química Avanzada

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eacciones 
ácido-base
Unidad
 
 
 A
C D ENÚ e inicio
¿Qué aprenderás? ¿Para qué? ¿Dónde? 
 a formulación de las distintas etapas del 
método científico
Identificar algunas etapas del método científico, como el planteamiento 
del problema, la elaboración de las conclusiones y la interpretación de los 
resultados, para desarrollar así habilidades de pensamiento científico.
Páginas 12, 13, 34, 
35 y 52 
Teorías ácido-base Reconocer los ácidos y bases de Arrhenius como sustancias que en agua se 
disocian y liberan iones H+ y OH–, respectivamente. Comprender que Brönsted 
y owry amplían estos conceptos y plantean que un ácido cede uno o más 
iones H+ y una base los acepta. Entender que ewis desarrolla aún más estos 
conceptos y postula que un ácido acepta un par de electrones y que una base 
puede donar un par de electrones.
Páginas 14 a 19 y 
23 a 25
 a fuerza relativa de ácidos y bases y las 
constantes de equilibrio K
a
 y K
b
Comprender que los ácidos y bases fuertes se ionizan completamente y 
los ácidos y bases débiles solo lo hacen de manera parcial. Interpretar las 
constantes de equilibrio de las disociaciones de ácidos y bases débiles, K
a
 y 
K
b
, como una medida de la fuerza relativa de estos.
Páginas 20 a 22
El pH y el pOH Entender que el pH se define como el logaritmo negativo en base 10 de la 
concentración de H
3
O+, que existe una escala de pH en agua y que el pH se 
mide con un medidor de pH o con un indicador ácido-base.
Páginas 28 a 33
Reacciones de neutralización Comprender que las reacciones de neutralización en agua entre un ácido y 
una base fuerte generan una sal y agua; que las de un ácido débil con una 
base fuerte producen la base conjugada del ácido y, por su parte, las de una 
base débil con un ácido fuerte forman el ácido conjugado de la base débil.
Páginas 36 a 41
Disoluciones amortiguadoras del pH Reconocer que las disoluciones amortiguadoras de pH tienen gran importancia 
biológica y son aquellas que poseen la capacidad de mantener el pH cuando se 
les adiciona pequeñas cantidades de ácido fuerte o de base fuerte. 
Páginas 42 a 47
 nidad 1 Reacciones ácido-base 0
A
B
R
IR
 s
e
si
ó
n
 43
nuevoexplorando.edicionessm.cl
 ¿Qué sensación tienen al tacto los jabones y los detergentes? ¿Sabes 
a qué se debe? ¿Cómo se obtienen químicamente estos productos?
 ¿A qué se debe el sabor del agua mineral? ¿Está en equilibrio esta 
disolución? Explica.
Gran parte de las reacciones químicas en disolución 
se pueden clasificar como reacciones ácido-base. 
Históricamente, los químicos han intentado correlacionar 
las propiedades de las disoluciones ácidas y básicas 
con su composición y su estructura molecular. En esta 
Unidad estudiarás los fundamentos de las reacciones en 
disolución acuosa de los ácidos y de las bases.
Observa la imagen de la página central que está 
relacionada con los ácidos y las bases presentes en 
productos que utilizamos y encontramos en nuestro 
entorno. Responde las siguientes preguntas:
 . ¿Qué sabor predomina en los alimentos cítricos? 
¿Por qué?
2. ¿Qué grupos funcionales podrías hallar en los 
bocadillos que aparecen en esta página? 
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 
 icializa do 
Evaluació i icial - Pe samie to cie tífico
Una definición ampliamente utilizada de ácido y de base es que los ácidos son sustancias 
que ceden iones H+ y las bases son sustancias que aceptan iones H+. Por otra parte, una 
característica de los ácidos y de las bases es que se neutralizan mutuamente; vale decir, sus 
propiedades cambian cuando se les hace reaccionar entre sí.
 ara identificar la acidez o la basicidad de una sustancia o mezcla y el grado de acidez o 
basicidad de la misma se utiliza una escala numérica especial llamada escala de pH. En 
términos prácticos, el H es una forma de ex resar la concentración de iones H+ de una 
disolución acuosa y la escala de pH indica si la sustancia es ácida, básica o neutra, y también 
señala el grado de acidez o basicidad que posee.
En esta Unidad profundizaremos acerca de las reacciones ácido-base y del concepto de pH. 
Sin embargo, para esta actividad basta que comprendas lo que representan el pH y su escala 
(ver yuda).
En esta actividad te invitamos a determinar si algunas sustancias que utilizas en la vida 
cotidiana son ácidas, básicas o neutras. Además, deberás ordenarlas según su pH, es 
decir, su grado de acidez y basicidad. Para ello tendrás que determinar el pH de estas 
disoluciones con un papel que está impregnado de una mezcla de sustancias indicadoras 
de pH que cambian de color de acuerdo al mismo. Este papel se llama a el H. También 
podrás hacerlo, si dispones de uno en tu laboratorio, con un pH meter o pH–metro (se lee 
peachímetro), instrumento que mide el pH electrónicamente. 
 rocedimiento experimental
Para obtener los resultados realiza el siguiente procedimiento experimental:
1. A 14 vasos de precipitado de 50 o 100 mL agrega 20 mL de las siguientes disoluciones: 
leche, vinagre, vino blanco, dos comprimidos de aspirina dispersados en agua destilada, 
jugo de limón, bebida gaseosa incolora, jabón de tocador diluido en agua destilada, 
detergente disuelto en agua destilada, sal común disuelta en agua destilada, agua de la 
llave, agua destilada, limpiador de baño disuelto en agua destilada, champú y antiácido. 
Rotula los vasos con sus contenidos.
2. Con un trozo de papel pH mide el pH de estas disoluciones, y compara el color que 
obtiene la muestra con los de la caja del papel pH. 
3. Si dispones de un pH–metro, calibra el instrumento siguiendo las instrucciones del 
profesor o profesora. Mide el pH y no olvides lavar el electrodo con agua destilada 
después de cada medición.
4. Anota todas tus observaciones (pH, disolución o mezcla, color, olor, etc.) en tu cuaderno.
 a escala de pH posee valores 
que fluctúan entre 0 y 14. Nos 
indica que los ácidos tienen 
pH menor a 7, y que mientras 
más bajo sea el pH, mayor es la 
concentración de H+; es decir, 
la disolución es más ácida. A 
su vez, señalan que las bases 
tienen pH mayor a 7, y que 
mientras mayor sea el pH, menor 
será la concentración de H+; 
por lo tanto, la disolución es 
más básica. Por otra parte, las 
disoluciones neutras tienen pH 
igual a 7, o sea, no son ácidas 
ni básicas. Como verás en esta 
Unidad, en las disoluciones 
acuosas neutras: [H+] = [OH–]. 
AYUDA
etapas del método científico
1. Planteamiento del problema.
2. Formulación de hipótesis.
3. Procedimiento experimental.
4. Obtención de resultados.
5. Interpretación de resultados.
6. Elaboración de conclusiones.
mateRiales y Reactivos
– 14 vasos de precipitado de 
50 m o 100 m .
– 20 m de leche.
– 20 m de vinagre.
– 20 m de vino blanco.
– Aspirina.
– 20 m de jugo de limón.
– 20 m de bebida gaseosa 
incolora.
– Jabón.
– Detergente.
– Agua destilada.
– 20 m de limpiador de baño.
– 20 m de champú.
– 20 m de antiácido
– Papel pH o pH–metro.
 Medición de pH con papel pH. Medición de pH con pH-metro.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 2
 43
Obtención de resultados
Una vez realizada la experiencia, traspasa tus observaciones y resultados a una tabla como 
la siguiente:
Muestra Contenido Observaciones pH Ácido, básico o neutro
 eche
2 Vinagre
3 Vino blanco
4 Aspirina disuelta en agua destilada
5 Jugo de limón
6 Bebida gaseosa incolora
7 Agua jabonosa
8 Detergente disuelto en agua destilada
... ...
 4 Antiácido
Organiza las sustancias en orden decreciente de su acidez según la escala de pH que 
adjuntamos al costado de esta página.
Interpretación de resultados
A partir de la tabla realiza las actividades y responde las preguntas:
a. Haz una lista con las sustancias o mezclas ácidas y otra con las básicas, de acuerdo a tus 
mediciones.
b. ¿Cuál es el rango de pH de las sustancias básicas? ¿Y el de las ácidas?
c. ¿Cuál o cuáles de las sustancias presentan un pH que se puede considerar neutro?
d. Escribe la ecuación de disolución del cloruro de sodio, NaCl, en agua y justificasu pH.
e. Observa el pH de las mezclas limpiadoras y plantea una hipótesis que lo justifique.
f. ¿Cuál es el pH del jugo gástrico? ¿Qué ácido es el responsable?
g. ¿Qué pH tienen los antiácidos? ¿Cómo actúan?
h. Sobre la base de tus interpretaciones de la tabla y de tus conocimientos en el tema, explica 
por qué no existen bebidas gaseosas con pH > 7.
Formulación de hipótesis 
La hipótesis formulada en esta actividad es: en la vida cotidiana nos encontramos con 
sustancias que son ácidos, bases y neutras.
 lanteamiento del problema
Señala cuál es el problema que define esta actividad.
Elaboración de conclusiones
La medición del pH de las disoluciones entrega información relevante acerca de la naturaleza 
y la reactividad de las sustancias químicas; nos indica si son ácidos, bases o sustancias 
neutras.
En esta actividad:
 ¿Identifiqué el problema de 
investigación apropiado para 
esta experiencia?
 ¿Comprendí las ideas 
principales de lo que se 
estudió?
 ¿Establecí una relación entre 
los datos de la tabla, las ideas 
principales de esta experiencia 
y mis conocimientos previos?
Mi ESTADO
Escala de H
pH < 7: ácido
pH = 7: neutro
pH > 7: básico
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 3
Introducción a las reacciones ácido-base
Los ácidos y las bases constituyen dos grupos amplios de compuestos de gran importancia 
tanto en las reacciones químicas como en las bioquímicas, y nos encontramos a diario con 
ellos, ya sea en la alimentación o en los productos que utilizamos en el hogar.
La palabra ácido deriva del latín acidus, que significa “agrio” y se usaba originalmente, desde 
las primeras civilizaciones, para referirse al vinagre. El sabor agrio de los ácidos nos resulta 
agradable en muchos alimentos; en frutas cítricas como el limón, las naranjas y los pomelos 
porque contienen ácido cítrico, C
6
H
8
O
7
; en el vinagre, que se añade como aderezo a las 
ensaladas y que posee ácido acético (o etanoico), CH
3
COOH, o en la vitamina C, C
6
H
8
O
6
; 
también denominada ácido ascórbico y que está presente en muchas frutas y verduras.
Actualmente, la obtención de vinagre o ácido acético se hace del mismo modo que en la 
antigüedad, es decir, a partir de la fermentación de jugos y frutas, especialmente de la uva, con 
la cual se elabora el vino, el que, a su vez, contiene alcohol etílico. En este proceso intervienen 
ciertos microorganismos llamados levaduras o fermentos que transforman el azúcar de las 
frutas en alcohol debido a que producen enzimas que facilitan la siguiente reacción:
 
C
6
H
12
O
6
(ac) Levadura 2 CH
3
CH
2
OH(ac) + 2 CO
2
(g)
Azúcar Alcohol etílico Dióxido de carbono
Luego, el alcohol etílico se oxida con el oxígeno atmosférico produciéndose una disolución 
diluida de ácido acético:
 
CH
3
CH
2
OH(ac) + O
2
(g) CH
3
COOH(ac) + 2 H
2
O(ℓ)
Alcohol etílico Oxígeno Ácido acético Agua
La palabra alkali, que se considera sinónimo de base, tiene su origen en el idioma árabe 
al–qaliy, que significa “cenizas de plantas”, debido a que de ellas se obtenían antiguamente 
los álcalis o bases. El sabor amargo de las bases hace poco habitual su consumo; sin 
embargo, aun cuando la nicotina y la quinina que se agrega al agua tónica contienen bases 
nitrogenadas, mucha gente gusta de estos productos. Son jabonosas al tacto y contrarrestan 
las propiedades características de las disoluciones ácidas. Se emplean en productos de 
limpieza que poseen amoniaco, NH
3
; también para disolver grasas y proteínas y para 
destapar cañerías obstruidas, como ocurre con la soda cáustica o hidróxido de sodio, 
NaOH. Por otra parte, además son bases los medicamentos denominados antiácidos, como 
el carbonato de calcio, CaCO
3
, el hidróxido de magnesio, Mg(OH)
2
, y el bicarbonato de 
sodio, NaHCO
3
.
Desde el punto de vista de la bioquímica, los ácidos y las bases son esenciales para la vida. 
Todos los organismos vivos necesitan controlar la concentración de los ácidos presentes en 
los distintos sustratos para mantener la estructura celular y su funcionamiento. Esto se logra 
por la presencia de disoluciones amortiguadoras de pH, uffers, o tampones, que atenúan 
las fluctuaciones de las concentraciones de ácidos y bases.
Las investigaciones de las propiedades y reacciones de los ácidos y las bases a través del 
tiempo han generado tres grandes teorías sobre estos compuestos: la de Arrhenius, la de 
Brönsted y Lowry y la de Lewis, que veremos con más detalle en esta Unidad. Estas teorías 
han sido fundamentales para comprender e interpretar procesos químicos muy relevantes 
que se engloban bajo el nombre de reacciones ácido-base.
 Otros ácidos muy comunes son los 
ácidos minerales, que son el ácido 
nítrico, HNO
3
; el sulfúrico, H
2
SO
4
, y el 
clorhídrico, HCl, comercialmente 
llamado ácido muriático, y que son 
corrosivos, a menos que estén muy 
diluidos.
Amplian o
MEMORIA
 e las cenizas de las plantas, 
por extracción con agua, se 
obtiene un líquido débilmente 
básico llamado otasa, que 
contiene fundamentalmente 
iones potasio, K+; iones calcio, 
Ca2+, y iones carbonato, 
CO
3
2–. Este líquido, al ser 
tratado con hidróxido de calcio, 
Ca(OH)
2
, también llamado 
“cal apagada”, produce una 
base fuerte denominada 
 otasa cáustica o hidróxido 
de otasio, KOH. La potasa 
cáustica junto con la grasa de 
los animales se ha utilizado 
desde la antigüedad para 
producir jabones en un proceso 
denominado sa onificación.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 4
 3 4
Teoría ácido-base de Arrhenius 
Alrededor del año 1800 se inventó la pila eléctrica y, posteriormente, muy cercano a esta 
fecha, se descubrió que tanto los ácidos como las bases eran capaces de conducir la corriente 
eléctrica en disolución acuosa. 
En 1884, Svante Arrhenius planteó una teoría en la que sostenía que ciertas sustancias, 
al disolverse en agua, formaban iones positivos y negativos y que estas disoluciones eran 
capaces de conducir la corriente. A estas sustancias se les denominó electrolitos y a las 
que no conducían la corriente, no electrolitos. Así entonces, los ácidos y las bases fueron 
considerados electrolitos.
Fue entre los años 1880 y 1890 que Arrhenius, mientras trabajaba en su teoría de la disociación 
electrolítica, propuso la primera teoría sobre los ácidos y las bases. ¿En qué consistía? 
Para Arrhenius, un ácido era una sustancia que al disolverse en agua se disociaba y liberaba 
iones hidrógeno H+. Esto se ejemplifica en la siguiente ecuación:
H
x
B
y
 
H
2
O
 X H+(ac) + Y Bx–(ac)
 Ácido Ion hidrógeno
Por su parte, una base era una sustancia que en disolución acuosa generaba iones hidroxilos 
OH–. Observa su representación en la siguiente ecuación:
M(OH)
x
 
H
2
O
 X OH–(ac) + Mx+(ac)
 Base Ion hidroxilo
A continuación, te presentamos algunos ejemplos de disociaciones de ácidos y de bases 
según Arrhenius:
Ácidos
HCl(ac) H+(ac) + Cl–(ac) Ácido clorhídrico
H
2
SO
4
(ac) 2 H+(ac) + SO
4
2–(ac) Ácido sulfúrico
Bases
NaOH(ac) Na+(ac) + OH–(ac) Hidróxido de sodio
Mg(OH)
2
(ac) Mg2+(ac) + 2 OH–(ac) Hidróxido de magnesio
Como mencionamos anteriormente, los ácidos y las bases poseen características químicas 
opuestas; por lo tanto, una reacción entre ellos implica la neutralización de las propiedades 
de ambos. La reacción de neutralización para Arrhenius se reducía a una reacción entre 
un ácido y una base para dar agua más una sal. Así, el ion H+ que libera el ácido se une 
al ion OH– de la base para formar agua: H+(ac) + OH–(ac) H
2
O(ℓ). Por ejemplo, la 
neutralización del ácido clorhídrico con hidróxido de sodio sería: 
HCl(ac) + NaOH(ac) H
2
O(ℓ) + NaCl(ac).
¿Cuáles son las limitaciones de la teoría de Arrhenius? Al postular su teoría sobre los ácidos 
y las bases solo contempló las disoluciones acuosas; por lo tanto, no consideró la posibilidad 
de que existieran ácidos y bases en otros disolventes. Por otra parte, estimó que las bases eran 
sustancias con iones OH– en su formulación; sin embargo,se conocen muchas sustancias que 
son bases, como el amoniaco, NH
3
, que no cumplen con este requisito. Además, hoy sabemos 
que el ion H+ no existe en disoluciones acuosas y que, en estas condiciones, el protón se 
encuentra hidratado como ion hidronio, H
3
O+.
 Svante Arrhenius (1859–1927). 
Químico sueco que en 1903 obtuvo el 
Premio Nobel en Química por su teoría 
de la disociación electrolítica. 
Desarrolló el concepto de energía de 
activación, trabajo a partir del cual 
obtuvo lo que hoy se conoce como la 
ecuación de Arrhenius, que relaciona 
en forma cuantitativa la velocidad de 
una reacción química con la energía de 
activación. Posteriormente, se interesó 
por tópicos como la osmosis, la 
inmunología, la astronomía, las toxinas 
y el origen de la vida. También escribió 
libros de textos relacionados con la 
química teórica, la electroquímica y la 
inmunología.
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 5
El ion hidronio y la autoionización del agua 
Como nuestro interés son los ácidos y las bases en disolución acuosa, estudiaremos las 
propiedades más importantes de este disolvente antes de analizar las nuevas teorías sobre 
ácidos y bases.
El agua pura líquida, debido a que contiene muy pocos iones en disolución, no es un 
electrolito. De hecho, se compone casi exclusivamente de moléculas de H
2
O. Sin embargo, 
en ella ocurre un proceso llamado de autoionización, en el que dos moléculas de agua 
interactúan para producir un ion hidronio H
3
O+ y un ion hidróxido OH–, tal como se 
muestra en la siguiente ecuación y su representación de Lewis:
H
2
O(ℓ) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + OH–(ac)
H O
 
 H
 + 
H O
 
 H
 
H O H
 
 H
+
 + [ O H]–
Como hemos señalado, el ion H+, por ser una partícula pequeña de carga positiva, interactúa 
fuertemente con los electrones no enlazantes de la molécula de agua para formar iones 
hidrógenos hidratados o iones hidronios. La interacción del ion H+ con la red de puentes de 
hidrógeno del agua es compleja; de hecho, el ion H
3
O+ puede formar puentes de hidrógeno 
con otras moléculas de agua. Igualmente, los iones OH– también se asocian a moléculas de 
agua a través de puentes de hidrógeno. 
La reacción de autoionización solo ocurre de manera parcial a temperatura ambiente. 
Aproximadamente, una de cada 109 moléculas de agua está ionizada en un momento dado y 
ninguna permanece en este estado por mucho tiempo. En el agua pura solo existe una muy 
pequeña concentración de iones, por lo que es mala conductora de la electricidad. 
La doble flecha, , de la ecuación anterior representa una situación de equilibrio entre las 
concentraciones de los reactantes y de los productos. Este equilibrio es dinámico, es decir, 
la velocidad de la reacción que ocurre de la izquierda hacia la derecha ( ); es igual a la 
velocidad de la reacción de la derecha hacia la izquierda ( ), y mientras se mantenga el 
equilibrio, las concentraciones de todas las especies que participan en él no cambian. 
Por otra parte, la constante de equilibrio K relaciona las concentraciones de los reactantes y 
de los productos a una temperatura determinada. De este modo, para una reacción general 
del tipo:
aA + bB c C + dD,
la expresión de la constante de equilibrio está dada por:
 ] ]
 ] ]
K =
C D
A B
c d
a b
En ella, las concentraciones de los productos aparecen en el numerador y las concentraciones 
de los reactantes; en el denominador. Cada concentración está elevada a una potencia que 
es igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. Para las reacciones en 
disolución, las concentraciones en la expresión de K se dan en [mol/L], en cuyo caso la 
constante se escribe como K
c
. 
Los valores de las constantes de equilibrio K
c
 se determinan a partir de datos experimentales 
y solo dependen de la temperatura.
Autoionización del agua
 Estructura del ion hidronio.
O
H
H
H
+
 nidad 1 Reacciones ácido-base 6
 3 4
Definición de la constante de ionización del agua, K
w
 
Retomemos la autoionización del agua. Según la información que ya hemos recabado, la 
expresión de la constante de equilibrio para la ecuación de autoionización es: 
K =
[H O ][OH ]
H O
+ -
2
2
3
 ]
Recordemos que en agua pura a 25 °C, por cada ion H
3
O+ hay un ion OH–, por lo que 
la concentración de ambos es la misma y corresponde a 1·10–7mol/L. Debido a que la 
concentración del agua pura es muy grande (55,5 mol/L) y que en las disoluciones diluidas 
permanece constante, podemos transformar la relación anterior y definir una nueva constante 
que incluye esta concentración y que se conoce como K
w
: K[H
2
O]=K
W
= [H
3
O+] [OH–]
Se denomina K
w
 al producto iónico del agua y su valor es: 
K
W
= [H
3
O+] [OH–] = 1 10–14 (a 25 ºC)
En una disolución neutra, por definición, la concentración de iones será la misma, es decir: 
[ H+] = [OH–]. Por ello, [H
3
O+] [OH–] = X · X = X2 = 1·10–14. Así, el valor de X será:
 [ ] [ ]
 X = 1 10 =1 10
mol
L
= H O = OH-14 7 3
+
Las concentraciones [H
3
O+] y [OH–] se expresan como concentraciones molares, mol/L, y se 
refieren a las concentraciones en el equilibrio. Por otra parte, en la mayoría de las disoluciones 
las concentraciones de estos dos iones no son iguales. Las disoluciones son ácidas si la [H
3
O+] 
es mayor que la del [OH–] o son básicas si la [OH–] es mayor que la del [H
3
O+].
¿Cuál es la importancia de la autoionización del agua? Si en el agua aumenta una de las 
concentraciones de los iones H
3
O+ u OH– por adición de un ácido o una base, la otra debe disminuir 
porque sus concentraciones están reguladas por el equilibrio de autoionización del agua.
1. Si la concentración de una disolución de ácido nítrico, HNO
3
, es 0,1 mol/L, calcula cuál 
será la concentración de iones [OH–] de esta disolución.
 Respuesta. rimero debemos utilizar el producto de ionización del agua que se cumple siempre 
a 25 ºC y considerar que: [H
3
O+] = 0,1 mol/L. or lo tanto, K
w
 = [H
3
O+] [OH–] = 1·10–14 mol/L.
⋅ ⋅
⋅[OH ]=
1 10
[H O ]
=
1 10
0,1
=1 10
mol
L
14
3
+
14
13 
 
 
 La concentración de OH– es 1·10–13 mol/L, y la concentración de H
3
O+ es 1·10–1 mol/L. La 
disolución es ácida porque [H
3
O+] >> [OH–].
2. Si la concentración de una base fuerte como KOH es 0,01 mol/L, ¿cuál será la concentración 
del ion hidronio en la disolución?
 Respuesta. Como K
w
 = [H
3
O+] [OH–] = 1·10–14 mol/L, la de [H
3
O+] será: 
 [H
3
O+]= 
 
 
1 10
1 10
14
2
⋅
⋅
 = 1·10–12 mol
L
. Como [OH–] >> [H
3
O+], la disolución es básica.
A ctividad modelada
El producto iónico del agua, 
K
w
 = [H
3
O+] [OH ] = 1·10 14 (a 
25 ºC), expresa el grado de 
autoionización del agua. 
La disolución es neutra si 
[H
3
O+] = [OH ] = 10 7 mol/L; es 
ácida si [H
3
O+] > 10 7 mol/L, y 
es básica si [H
3
O+] < 10 7 mol/L.
Para GRA AR
1. Calcula la concentración de ion hidronio en una disolución de NaOH 1 10–4 mol/L.
2. Si una disolución contiene una concentración de OH– = 1 10–8 mol/L, ¿será ácida o básica? 
¿Por qué? Explica.
A ctividad propuesta
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 7
Teoría ácido-base de Brönsted y Lowry 
En 1923, Johannes Nicolaus Brönsted, en Dinamarca, y Thomas Martin Lowry, en Inglaterra, 
propusieron en forma simultánea una nueva teoría sobre los ácidos y las bases. Esta era más 
general que la de Arrhenius y no se limitaba solo a disoluciones acuosas y a considerar a las 
bases como compuestos con el ion OH–.
Para estos investigadores, un ácido era una sustancia capaz de ceder uno o más protones 
a cualquier otra especie, y una base, una sustancia que podía aceptar uno o más protones. 
De estas definiciones se deduce que solo se puede hablar de ácido si existe una base capaz de 
aceptar uno o más protones, y de una base si está presente un ácido que entregue protones.
Con esta teoría de transferencia de protones se pueden considerar reacciones ácido-base 
en medios no acuosos, pues en sus definiciones no se menciona ningún medio en particular.Por lo tanto, la teoría de Brönsted y Lowry para ácidos y bases incluye a la de Arrhenius y 
la amplía.
Como se observa de sus propias definiciones, los conceptos de Brönsted y Lowry de ácido y 
base están relacionados entre sí, ya que para que una molécula ceda un protón, es decir, se 
comporte como un ácido, debe haber necesariamente otra que lo acepte, o sea, se comporte 
como una base. Así, cuando un ácido libera protones se forma una nueva especie llamada 
base conjugada del ácido. Del mismo modo, cuando una base capta protones se forma un 
ácido conjugado de la base. Esto se puede representar de la siguiente manera:
Ácido (1) + Base (2) Base conjugada (1) + Ácido conjugado (2)
Si consideramos este comportamiento, un ácido podría ser un compuesto neutro, un catión 
o un anión, y una base, una sustancia neutra o una sustancia aniónica. Veamos un ejemplo 
de cada uno.
 Ácido como compuesto neutro: ácido clorhídrico, HCl.
HCl(g) + H
2
O(ℓ) Cl–(ac) + H
3
O+(ac)
Ácido clorhídrico Agua Ion cloruro Ion hidronio
Ácido Base Base conjugada
Ácido 
conjugado
En esta ecuación se coloca una flecha. El equilibrio está completamente desplazado hacia 
la derecha; es decir, el ácido se disocia completamente.
 Ácido como catión: ion amonio, NH
4
+.
NH
4
+(ac) + H
2
O(ℓ) NH
3
(g) + H
3
O+(ac)
Ion amonio Agua Amoniaco Ion hidronio
Ácido Base Base conjugada
Ácido 
conjugado
La doble flecha indica que existe un equilibrio y que el ion NH
4
+ solo se disocia 
parcialmente.
Amplian o
MEMORIA
Johannes Nicolaus Brönsted 
(1879–1947). Físico–químico 
danés. Recibió su título de 
ingeniero en 1899 y obtuvo 
su doctorado en 1908 en la 
Universidad de Copenhague. 
Siendo muy joven, fue 
nombrado profesor de química 
inorgánica y de fisicoquímica 
en la misma universidad. En 
1923, simultáneamente con el 
químico inglés Thomas Martin 
Lowry, propuso su teoría 
protónica sobre los ácidos y las 
bases, que junto con la teoría 
electrónica de Gilbert N. Lewis 
se utilizan en la actualidad. 
En su época fue conocido por 
sus trabajos sobre catálisis 
por ácidos y bases. urante la 
Segunda Guerra Mundial se 
opuso tenazmente al nazismo 
y en 1947, el mismo año de 
su fallecimiento, fue elegido 
miembro del Parlamento de 
su país.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 8
 3 4
Un par de compuestos que difieren entre sí por la presencia de un protón se denomina 
par ácido-base conjugado. Ejemplos de estos pares son el par NH
4
+/NH
3
, en donde el 
amoniaco es la base conjugada del ion amonio, y el par H
3
O+/H
2
O, donde el agua es la 
base conjugada del ion hidronio. Todas las reacciones ácido-base, según esta teoría, pueden 
analizarse utilizando el concepto par ácido-base conjugado.
Otro punto importante de mencionar es que existen sustancias que pueden actuar tanto 
como ácido o como base; es decir, pueden ceder o captar un protón, H+, dependiendo de 
las propiedades químicas de la sustancia con la que reaccionan. Esta sustancias se llaman 
anfipróticas o anfóteros (ver yuda) y un ejemplo de ellas es el H
2
O: frente a un ácido como 
el HCl se comporta como base aceptando un H+ y formando el ion hidronio, H
3
O+, y, en 
cambio, frente a una base como el amoniaco se comporta como un ácido, cediendo un H+ 
y formando el ion OH–.
Un ejemplo de una sustancia 
anfiprótica muy común es el 
ion carbonato ácido, HCO
3
–, 
que contiene el bicarbonato de 
sodio NaHCO
3
. El HCO
3
– puede 
ceder un H+ y actuar como 
ácido, o captar un H+ y operar 
como base. Frente a un ácido 
como el ácido acético funciona 
como base:
HCO
3
– + HAc H
2
CO
3
 + Ac–
y frente a una base como el ion 
OH– cede un H+:
HCO
3
–+ OH– CO
3
2–+ H
2
O
AYUDA
 Ácido como anión: ion fosfato diácido, H
2
PO
4
–.
H
2
PO
4
– (ac) + H
2
O(ℓ) HPO
4
2–(ac) + H
3
O+(ac)
Ion fosfato diácido Agua
Ion fosfato 
monoácido
Ion hidronio
Ácido Base Base conjugada
Ácido 
conjugado
 Base como una sustancia aniónica: ion cianuro, CN–. 
CN– (ac) + H
2
O(ℓ) HCN(ac) + OH–(ac)
Ion cianuro Agua Ácido cianhídrico Ion hidroxilo
Base Ácido Ácido conjugado
Base 
conjugada
 Base como una sustancia neutra: amoniaco, NH
3
.
NH
3
(ac) + H
2
O(ℓ) NH
4
+(ac) + OH– (ac)
Amoniaco Agua Ion amonio Ion hidroxilo
Base Ácido Ácido conjugado
Base 
conjugada
1. Compara las teorías de Arrhenius y de Brönsted y Lowry y plantea las principales 
diferencias y similitudes que existen entre ellas.
2. El HF muestra un carácter ácido. ¿Cuál es su base conjugada? Explica.
A ctividad propuesta
+
+ +H O P O H
–
O
O
H O P O H
2–
O
O
H
O
H H
O
H
H
+ +H
O
H
–
H O C N
–
H C N
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 9
La fuerza relativa de los ácidos y las bases 
Frente al agua, algunos ácidos son mejores dadores de H+ que otros; igualmente, hay bases 
mejores aceptoras de H+ que otras. Los ácidos y bases que en agua se ionizan completamente 
son fuertes. Los ácidos y las bases que solo lo hacen de manera parcial son débiles.
Veamos el caso de un ácido fuerte, el HCl. En agua, este ácido se disocia completamente y genera 
iones H
3
O+ y iones Cl–. No existe en disolución la molécula de HCl. Veamos su ecuación química:
HCl
 
(g) + H
2
O(ℓ) Cl–(ac)
 
+ H
3
O+(ac)
En esta reacción, el equilibrio está completamente desplazado hacia la derecha porque la 
reacción en sentido contrario no ocurre. Cuando se prepara una disolución 1 mol/L de HCl, 
las concentraciones de iones H
3
O+ y de iones Cl– que se generan es de 1 mol/L. Lo mismo 
ocurre con una base fuerte como el hidróxido de sodio, NaOH:
NaOH(s) + H
2
O(ℓ) Na+(ac) + OH–(ac) + H
2
O(ℓ)
Por otra parte, el ácido acético, CH
3
OOH, es un ácido débil porque solo se ioniza en una 
pequeña extensión. Veamos su ecuación:
CH
3
COOH(ac) + H
2
O(ℓ) 
 
 CH
3
COO–(ac) + H
3
O+(ac)
Ácido Base Base conjugada Ácido conjugado
Para el caso de una base débil, tenemos como ejemplo el ion carbonato, CO
3
2–:
CO
3
2–(ac) + H
2
O(ℓ) HCO
3
–(ac) + OH–(ac)
 Base Ácido Ácido conjugado Base conjugada
Existen diversos ácidos y bases fuertes; los más comunes se muestran en la tabla al costado de 
esta página. Sin embargo, la mayoría de los ácidos y de las bases son débiles, pues se disocian 
en menos de 10 %. Este porcentaje corresponde a la relación que existe entre la concentración 
inicial del ácido o base débil y la concentración de la especie conjugada respectiva, la que 
se conoce como grado de disociación. Este valor se determina de manera experimental al 
variar la concentración del ácido y la base por medio de técnicas electroanalíticas, como la 
conductimetría, que determina la cantidad de iones presentes en la disolución.
La fuerza relativa, es decir, la capacidad de disociarse de los ácidos y las bases débiles, puede 
expresarse a través de la constante de equilibrio. Para un ácido débil, HA, que se disocia en 
agua de acuerdo a la ecuación:
HA(ac) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + A–(ac)
la expresión de la constante es: K =
[H O ][A ]
[HA][H O]
3
+ –
2
La concentración del agua se puede considerar constante y definir una nueva constante, 
K
a
 = K [H
2
O], llamada constante de acidez:
 ]
 
K =
[H O ][A ]
HAa
3
+
Una base débil, B, a su vez, se disocia según la siguiente ecuación:
B(ac) + H
2
O(ℓ) BH+(ac) + OH–(ac)
La expresión de la constante de equilibrio K
b
, constante de basicidad, es: 
 ]
 
K =
[BH ][OH ]
Bb
+
Las concentraciones en la expresión de las constantes K
a
 y K
b
 se refieren a los valores de ellas 
en el equilibrio. Mientras mayor sea el valor de las constantes, el equilibrio se desplaza en 
favor de la disociación del ácido o la base.
Ácidos fuertes
Ácido clorhídrico, HCl
Ácido nítrico, HNO
3
Ácido sulfúrico, H
2
SO
4
Ácido clórico, HClO
3
Ácido perclórico, HClO
4
Bases fuertes
Hidróxidos del grupo 1 (alcalinos): 
de litio; iOH; de sodio, NaOH; de 
potasio, KOH. 
Hidróxidos del grupo 2 (alcalinos 
térreos): de estroncio, Sr(OH)
2
; de 
bario, Ba(OH)
2
; de calcio, Ca(OH)
2
; 
de magnesio, Mg(OH)2
.
Ácidos y bases 
fuertes comunes
 nidad 1 Reacciones ácido-base 20
 3 4
Relación entre K
a
, K
b
 y K
W
 
Hemos revisado que tanto el agua como los ácidos y las bases débiles poseen una constante 
que hace referencia a su grado de ionización en disolución. Estas, a su vez, están relacionadas 
entre sí. ¿Cómo? Veamos.
La constante de acidez, K
a
, es una constante de equilibrio para la ionización de un ácido 
débil y también se conoce como constante de disociación ácida. Por su parte, la constante de 
basicidad, K
b
, es una constante que indica una reacción de ionización de una base débil en la 
que dicha base reacciona con el H
2
O para formar el ácido conjugado correspondiente y OH–.
Si analizamos las expresiones de las constantes K
a
 y K
b
 de un ácido débil y su base conjugada, 
tenemos que:
HA(ac) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + A–(ac)⇒
 
K =
[H O ][A ]
[HA]
; Ka
+
3
 A–(ac) + H
2
O(ℓ) HA(ac) + OH–(ac) ⇒
 
 
; K =
[HA][OH ]
[A ]b
Ahora, al reorganizar la ecuación de K
a
 nos queda:
 
[HA]
[A ]
=
[H O ]
K
3
+
a
Esto lo reemplazamos en la ecuación del equilibrio de K
b
 y queda:
 
 
 
K =
[HA][OH ]
[A ]
=
[H O ][OH ]
Kb
3
+
a
Así, tenemos que:
K
b
 · K
a
 = [H
3
O+][OH–]=K
w
Esta relación es muy importante porque nos afirma que el producto de la constante de 
disociación de un ácido, K
a
, por la constante de disociación de su base conjugada, K
b
, es igual 
al producto iónico del agua, K
w
.
En términos prácticos, ¿qué significa esta expresión? Lo anterior implica que si conocemos 
un valor de la constante de disociación de un par ácido-base, podemos calcular el otro 
fácilmente. Por ejemplo, si sabemos que la K
a
 del ácido acético, H
3
CCOOH, es 1,8·10–5, el 
valor de K
b 
del acetato, H
3
CCOO–, será: 
 
⋅
⋅
 ⋅
 
 
 K = K
K
1,0 10
1,8 10
5,6 10b
a
14
5
10w
De esta manera, a medida que aumenta la fuerza de un ácido, es decir, su K
a
 es más grande, 
la fuerza de su base conjugada debe disminuir, o sea, K
b
 es más pequeña, de tal forma 
que el producto K
a
 · K
b
 sea igual a 1,0·10–14 a 25 °C. Esta relación solo se aplica a los pares 
ácido-base conjugados.
1. Calcula las constantes de disociación ácida o básica según se indique en cada caso:
a. Constante de disociación básica para el ion fluoruro, F–, si la K
a
 del ácido débil HF es 
6,8·10–4.
b. Constante de disociación ácida para el ion amonio, NH
4
+, si la K
b
 del NH
3
 es 1,8·10–5.
2. A partir de la ecuación de la segunda disociación del ácido fosfórico, establece que se 
cumple lo siguiente: K
a2
 ∙ K
b2
 = K
w
 PO PO + O
2 4 4
2
3
+(ac) (ac) (ac) 
A ctividad propuesta
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 2 
Fuerza de ácidos y bases conjugadas 
A continuación, te presentamos una tabla con los valores de K
a
 de algunos ácidos débiles y 
los valores de K
b
 de las bases conjugadas correspondientes. En ella se indica la fuerza relativa 
tanto de los ácidos como de las bases.
1. Plantea la ecuación de disociación del ácido fórmico en 
agua y señala los pares ácido-base conjugada y base–
ácido conjugado. ¿Cuál sería la constante K
a
 de este ácido? 
Demuestra que K
a
 de este ácido es K
w
/K
b
.
2. Escribe la ecuación del ion cianuro CN– con agua y señala los 
pares ácido-base conjugada y base–ácido conjugado en esta. 
¿Qué especie es más fuerte, el CN– como base o el HCN como 
ácido? Explica.
3. Analiza y explica con dos ecuaciones por qué el ion HS– es 
anfiprótico.
4. Los siguientes diagramas representan disoluciones acuosas 
de tres ácidos: HX, HY y HZ. Las moléculas de agua se 
omitieron y el protón hidratado se muestra como una esfera 
sencilla en lugar de un ion hidronio.
a. ¿Cuál de los ácidos es un ácido fuerte? Explica.
b. ¿Qué ácido tendría la constante de acidez más pequeña? 
Fundamenta.
A ctividad propuesta
Observa en la tabla de ácidos débiles el ácido sulfuroso. Este es el más fuerte (menos débil), 
es decir, el que se disocia más, y su base conjugada es la más débil, pues tiene muy poca 
tendencia a recuperar el ion H+. De acuerdo a esta información podemos aseverar que 
mientras más fuerte es el ácido, más débil es la base conjugada.
Veamos ahora lo que ocurre con las bases conjugadas. Si la base es relativamente fuerte, 
como el ion carbonato, CO
3
2–, el ácido conjugado será débil, como el HCO
3
–, que tiene muy 
poca tendencia a ceder el protón. Es decir, mientras más fuerte sea la base, más débil 
será el ácido conjugado de esa base, y mientras más fuerte sea la base, más débil será el 
ácido conjugado. Los valores de las constantes de disociación de los ácidos y las bases se 
encuentran entre 0 < K < 1.
Ácidos Bases conjugadas
Nombre Fórmula Ka Fórmula Kb
Sulfuroso H
2
SO
3
1,2 · 10–2 HSO
3
– 8,3 · 10–13
Ion sulfato ácido HSO
4
– 1,2 · 10–2 SO
4
2– 8,3 · 10–13
Fosfórico H
3
PO
4
7,5 · 10–3 H
2
PO
4
– 1,3 · 10–12
Nitroso HNO
2
7,2 · 10–4 NO
2
– 1,4 · 10–11
Ácido fluorhídrico HF 7,2 · 10–4 F– 1,4 · 10–11
Fórmico HCOOH 1,8 · 10–4 HCOO– 5,6 · 10–11
Acético CH
3
COOH 1,8 · 10–5 CH
3
COO– 5,6 · 10–10
Carbónico H
2
CO
3
4,2 · 10–7 HCO
3
– 2,4 · 10–8
Sulfuro de dihidrógeno H
2
S 1,0 · 10–7 HS– 1,0 · 10–7
Hipocloroso HClO 3,5 · 10–8 ClO– 2,9 · 10–7
Bórico H
3
BO
3
7,3 · 10–10 H
2
BO
3
– 1,4 · 10–5
Ion amonio NH
4
+ 5,6 · 10–10 NH
3
1,8 · 10–5
Cianuro de hidrógeno HCN 4,0 · 10–10 CN– 2,5 · 10–5
Ion carbonato ácido HCO
3
– 4,8 · 10–11 CO
3
2– 2,1 · 10–4
Ion sulfuro de hidrógeno HS– 1,3 · 10–13 S2– 7,7 · 10–2
Fu
er
za
 c
re
ci
en
te
 á
ci
do
s
Fuerza creciente bases
–
–
HX –
––
– –
–
––
++
+ +
+
++
+
+
+
HY
–
–
–
+
+
+
HZ
 nidad 1 Reacciones ácido-base 22
 3 4
Teoría ácido-base de Lewis 
La teoría Brönsted y Lowry ha sido y es utilizada ampliamente. Sin embargo, es una teoría 
restringida, pues considera que son ácidos solamente las especies dadoras de ion H+ y que 
son bases las aceptoras de iones H+.
En 1923, Gilbert Newton Lewis, un famoso químico de la Universidad de Calfornia, 
Berkeley, propuso una teoría más amplia para describir los ácidos y las bases. Lewis, en 
su teoría, se basó en la estructura y en los enlaces de los compuestos, y en ella plantea que:
 Un ácido es un ion o una molécula que tiene un orbital desocupado, por lo que puede 
aceptar un par de electrones, y cuando lo hace forma un enlace nuevo.
 Una base es cualquier especie capaz de donar un par de electrones porque posee un par 
de electrones no compartidos o “solitarios”, y al hacerlo forma un enlace nuevo.
 La neutralización consiste en compartir el par de electrones entre la base y el ácido para 
formar un enlace covalente coordinado en una nueva especie denominada compuesto 
aducto. Esta se puede representar de la siguiente manera:
A + :B A:B
Ácido Base Base conjugada
En la teoría de Brönsted y Lowry, una base es un aceptor de protones y según Lewis es un 
donador de un par de electrones; por lo tanto, una base sigue considerándose como tal en 
ambos casos. Sin embargo, de acuerdo con Lewis, una base puede donar sus electrones a 
una especie distinta de H+; por consiguiente, aumenta notablemente la cantidad de especies 
que se pueden considerar ácidas.
Ácidos de ewis
Existen varias especies que pueden actuar como ácidos de Lewis (ver mpliando memoria). 
A continuación, te presentamos tres ejemplos: cationes; átomos, iones o moléculas con un 
octeto de electrones incompleto, y compuestos con doble enlace cuyos átomos enlazantes 
poseen distinta electronegatividad. 
Amplian o
MEMORIA
Los ácidos de Lewis, tales 
como el cloruro de aluminio, el 
trifluoruro de boro, el cloruro 
estánico, el cloruro de cinc y el 
cloruro férrico son catalizadores 
sumamente importantes de 
ciertas reacciones orgánicas. 
También pueden influir en 
actividades como la agricultura, 
al mejorar el desarrollo y la 
calidad de los cultivos. Por 
ejemplo, el ácido bórico, que 
contribuye con la absorción de 
calcio por parte de las plantas 
permite el crecimiento de lascélulas vegetales y estabiliza la 
pared celular.
 Cationes.
En general, todos los cationes de los metales de transición son ácidos de Lewis; por 
ejemplo, Cu2+, Fe2+, Fe3+, Al3+. Veamos la reacción del catión Al3+ en disolución acuosa:
Al3+(ac) + 6 H
2
O (ℓ) Al(H
2
O)
6
3+ (ac)
 O
H
Al3+
H
 
 
Al
 
H
2
O
H
2
O
H
2
O
H
2
O
OH
2
OH
2
El dador de electrones, en este caso, es el agua (base de Lewis) y el catión Al3+ acepta 
electrones (ácido de Lewis). De esta reacción se obtiene un complejo de aluminio 
hexahidratado.
Ejemplo 1
Ácido de ewis
Base de ewis
Complejo 
hexahidratado
 Gilbert Newton Lewis. Nació el 23 de 
octubre de 1875 en Weymouth, 
Massachusetts. Estudió en la 
Universidad de Harvard, donde obtuvo 
el grado de doctor en Química en 1899 
y ejerció como docente. 
Posteriormente, fue profesor en la 
Universidad de Berkeley, California, 
donde se desempeñó como decano. 
Hizo enormes aportes a la 
termodinámica gracias a sus 
determinaciones de diversas 
constantes termodinámicas de los 
elementos, cuyos valores su emplean 
hasta hoy en día, como potenciales de 
electrodo estándares y energía libre. 
Sin embargo, su mayor contribución fue 
su definición de ácido y base y su teoría 
sobre los enlaces químicos y el 
ordenamiento de los electrones en 
torno al núcleo.
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 23
 Átomos, iones o moléculas con un octeto de electrones incompleto.
Un átomo, ion o molécula con un octeto de electrones incompleto puede actuar también 
como ácido de Lewis. Ejemplos de estos ácidos son el trifluoruro de boro, BF
3
, y el 
trifluoruro de aluminio, AlF
3
.
 NH
3
 + BF
3
 BF
3
NH
3
 H
 
H N
 
 H
 + 
 F
 
B F 
 
 F
 
 + –
N B
F
F
F
H
H
H
El átomo de boro en la molécula de BF
3
 tiene una hibridación sp2, la que deja un orbital 2p 
vacío y permite que el BF
3
 actúe como aceptor de un par de electrones o ácido de Lewis. El 
trifluoruro de boro puede entonces reaccionar con bases de Lewis, tal como el amoniaco, 
y formar un complejo estable en que todos los átomos presentan la capa de electrones de 
valencia completa.
Ejemplo 2
 Algunos compuestos con doble enlace.
Son ácidos de Lewis compuestos con doble enlace en que los átomos de este enlace 
tienen distinta electronegatividad. Por ejemplo, el dióxido de carbono, CO
2
, en que el 
oxígeno tiene una electronegatividad mayor que el carbono. En la reacción con agua, el 
CO
2
(g) actúa como un ácido de Lewis:
CO
2
(g) + H
2
O(ℓ) H
2
CO
3
(ac)
En el curso de esta reacción, el CO
2
 funciona como ácido de Lewis y el agua como base 
de Lewis. Analicemos esto utilizando la siguiente representación:
O C O
 O
H H
O
O C
 O
H H
O H
O H
O C 
+
–
En la reacción, la molécula de H
2
O actúa como dadora de un par de electrones, es decir, 
como base de Lewis, y el aceptor del par de electrones es el átomo de carbono en la 
molécula de CO
2
. Cuando el carbono adquiere el par de electrones se rompe un doble 
enlace, y, como lo muestra el esquema, en la especie intermedia uno de los átomos de 
oxígeno adquiere una carga positiva y el otro una carga negativa. Luego, se transfiere 
uno de los iones H+ hacia el oxígeno con carga negativa quedando los dos oxígenos 
eléctricamente neutros. El resultado neto de la reacción es la formación de ácido 
carbónico, H
2
CO
3
.
Ejemplo 3
+
–
Amplian o
MEMORIA
Algunos contaminantes de la 
atmósfera, tales como óxidos de 
nitrógeno y dióxido de azufre, 
SO
2
(g), que se producen por la 
combustión de los combustibles 
fósiles, son causantes de un 
aumento de la acidez natural 
de la lluvia. Producen la 
llamada “ uvia ácida”, la que 
tiene efectos dañinos sobre las 
plantas, suelos y aguas. Estos 
óxidos son ácidos de Lewis, 
porque, por ejemplo, el azufre, 
S, del SO
2
(g) puede aceptar un 
par de electrones del agua y 
formar el H
2
SO
3
, el que luego se 
oxida a ácido sulfúrico, H
2
SO
4
, 
un ácido fuerte:
Dióxido de azufre Agua
Ácido sulfuroso
Ácido sulfúrico
 O
 
 S
 O
+ H O
 
 
H
 O
 
H O S O H
 O
 
H O S O H
 O
δ+δ–
+
 nidad 1 Reacciones ácido-base 24
 3 4
Bases de ewis
Entre las especies que pueden actuar como bases de Lewis existen muchos compuestos con 
pares de electrones no compartidos. Algunos ejemplos son el amoniaco, el ion cianuro y el 
ion hidroxilo y puedes verlos al costado de esta página.
El ion hidroxilo, OH–, se une fácilmente a los iones metálicos y forma hidróxidos. Algunos 
de estos hidróxidos son anfóteros; es decir, pueden actuar como ácidos o como bases. Esta 
propiedad permite que los hidróxidos insolubles en agua se disuelvan ya sea cuando se les 
agrega un ácido o una base. Veamos un ejemplo de un hidróxido anfótero: el hidróxido de 
cinc, Zn(OH)
2
:
 Reacción como base frente al ion hidronio, H
3
O+, para dar ion Zn2+ y agua:
Zn(OH)
2
 (s) + 2 H
3
O+(ac) Zn2+(ac) + 4 H
2
O(ℓ)
 Reacción como ácido frente al ion hidroxilo, OH–, para dar el ion complejo tetrahidroxido 
de cinc, [Zn(OH)
4
]2–:
Zn(OH)
2
 (s) + 2 OH–(ac) [Zn(OH)
4
]2–(ac)
Predice cuál de las siguientes especies químicas pueden actuar como bases de Lewis: F–, Al3+, 
H
2
S, CH
4
.
Respuesta. ara saber si estas moléculas poseen un par de electrones no compartidos, es 
conveniente dibujar la estructura de Lewis de ellas:
 H
H C H
 H
F Al S
H H
Ion fluoruro Ion aluminio Sulfuro de 
dihidrógeno
Metano
– 3+
Con las estructuras de Lewis ya establecidas puedes fijarte en los pares de electrones de cada especie 
química. Así se puede determinar que el ion fluoruro y el sulfuro de dihidrógeno o ácido sulfhídrico 
pueden actuar como bases de Lewis porque tienen pares de electrones no compartidos.
A ctividad modelada
1. Clasifica las siguientes especies químicas en ácidos o bases de Lewis:
a. Sulfuro de dihidrógeno, H
2
S.
b. Ion plata, Ag+.
c. Amoniaco, NH
3
.
d. Ion nitrito, NO
2
–.
e. Ion O
2
–.
2. Analiza la siguiente afirmación: “Una sustancia que es un ácido de Lewis será 
necesariamente una base de Brönsted y Lowry y un ácido de Arrhenius”. ¿Es verdadera 
esta afirmación? Explica y fundamenta tu respuesta.
3. Identifica el ácido y la base de Lewis entre los reactantes de cada una de las siguientes 
reacciones:
a. CN–(ac) + H
2
O(ℓ) HCN(ac) + OH–(ac)
b. (CH
3
)
3
N(g) + BF
3
(g) (CH
3
)
3
NBF
3
(s)
4. Predice, para cada par de sustancias, cuál de ellas producirá una disolución acuosa más 
ácida. Explica tu respuesta.
a. K+ o Cu2+. b. Fe2+ o Fe3+. c. Al3+ o Ga3+. 
A ctividad propuesta
H N H
 
 H
Amoniaco
[ C N ]–
Ion cianuro
[ O H]–
Ion hidroxilo
Compuestos con pares de 
electrones no compartidos
H
HH
N
C N
O
H
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 25
 aliza do disco 
Evaluació de proceso
I. Marca la alternativa que consideres correcta.
Teoría ácido-base de Brönsted y Lowry
1. ¿Cuál o cuáles de las siguientes especies químicas son 
ácidos de acuerdo con Brönsted y Lowry?
I. H
2
S
II. S2–
III. H
2
SO
4
IV. NO
3
–
V. H
2
CO
3
A. Solo I y II
B. Solo I y III
C. Solo III y V
D. Solo II y IV
E. Solo I, III y V
2. ¿Cuál es el ácido conjugado de HS– según Brönsted y 
Lowry?
A. S2–
B. H+
C. H
2
S
D. H
2
O
E. HSO
4
2–
3. ¿Cuál de estas sustancias es anfotérica o anfiprótica?
A. HS–
B. Br–
C. HBr
D. H
2
S
E. CO
3
2–
4. ¿En cuál de estas reacciones el agua actúa 
exclusivamente como base de Brönsted–Lowry?
A. H
2
SO
4
(ac) + H
2
O(ℓ) HSO
4
–(ac) + H
3
O+(ac)
B. NH
3
(g) + H
2
O(ℓ) NH
4
+(ac) + OH–(ac)
C. CH
3
COO–(ac) + H
2
O(ℓ) CH
3
COOH(ac) + OH–(ac)
D. H
2
O(ℓ) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + OH–(ac)
E. Br–(ac) + H
2
O(ℓ) HBr(ac) + OH–(ac)
5. ara la reacción:
NH
3
(g) + H
2
O(ℓ) NH
4
+(ac) + OH–(ac)
¿cuál es el par ácido-base conjugado que se forma?
A. NH
3
(g) / NH
4
+(ac)
B. H
2
O(ℓ) / OH–(ac) 
C. H
2
O(ℓ) / NH
3
(g)
D. NH
3
(g) / OH–(ac)
E. NH
4
+(ac) / OH–(ac)
Fuerzas de ácidos y bases
6. ¿Qué grupo de compuestos corresponde solamente a 
bases fuertes?A. KOH, Ca(OH)
2
 y CH
3
OH
B. KOH, NaOH y LiOH
C. LiH, Ca(OH)
2
, y C
2
H
4
(OH)
2
D. NaOH, Ca(OH)
2
, y CH
3
COOH
E. NaOH, H
2
O y HCN
7. En una disolución, la concentración de H+ es 
1∙10–2 mol L–1. ¿Cuál es la concentración de OH– en 
esta disolución?
A. 1·10–2 mol L–1
B. 1·10–7 mol L–1
C. 1·10–12 mol L–1
D. 1·10–14 mol L–1
E. 1·10–5 mol L–1
8. ¿Cuál de estas disoluciones tiene el pH más bajo? 
A. NaOH 0,1 mol L–1 
B. CH
3
OH 0,1 mol L–1 
C. NaCl 0,1 mol L–1 
D. HCl 0,1 mol L–1 
E. CH
3
COOH 0,1 mol L–1 
Teoría ácido-base de Lewis
9. ¿Cuál de las siguientes especies corresponde a un 
ácido de Lewis?
A. Catión Cu2+
B. Catión K+
C. Anión Cl–
D. Anión S2–
E. Agua
 nidad 1 Reacciones ácido-base 26
 43
10. ¿Cuál de las siguientes moléculas o iones puede 
reaccionar como una base de Lewis?
I. NH
3
II. Ag+
III. Ni2+
IV. H
2
O
V. SO
2
A. Solo III
B. Solo I y II
C. Solo II y IV 
D. Solo I, IV y V
E. Solo I y IV
11. ¿Cuál de las siguientes alternativas entrega una razón 
por la cual una molécula puede ser una base según la 
teoría de Lewis?
A. Posee un orbital libre.
B. Puede formar puentes de hidrógeno.
C. Tiene electrones para compartir.
D. Puede formar enlaces covalentes.
E. Tiene todas sus capas completas.
Anota el nivel de logro de tus aprendizajes de la Unidad según 
la categoría de desempeño dada: 
 . Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Logrado.
 Comprendí la definición de ácidos y bases según Brönsted 
y owry.
(Preguntas 1 a la 5)
 Apliqué la relación que existe entre las teorías ácido-base 
y la fuerza relativa de estas especies.
(Preguntas 6 a la 8)
 Comprendí que la teoría ácido-base de ewis se relaciona 
por la capacidad de ceder y aceptar electrones de las 
moléculas.
(Preguntas 9 a la 14)
 Comprendí la generalización hecha por Brönsted y owry a 
la teoría ácido-base.
(Preguntas 12 y 15)
 Analicé la información de una ecuación química y logré 
determinar los pares conjugados de ácidos y bases. 
(Pregunta 13)
Mi ESTADO
II. Desarrolla y responde las siguientes preguntas:
12. Señala con tus propias palabras por qué la teoría 
ácido-base de Arrhenius fue superada por la teoría de 
Brönsted y Lowry, y esta, a su vez, por la de Lewis.
13. Identifica los pares ácido-base conjugados en las 
siguientes reacciones:
A. NH
4
+(ac) + OH–(ac) NH
3
(ac) + H
2
O(ℓ)
B. HBr(ac) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + Br–(ac)
C. CO
3
2–(ac) + H
2
O(ℓ) HCO
3
–(ac) + OH–(ac)
D. HSO
4
–(ac) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + SO
4
2–(ac)
14. Explica la formación del compuesto de coordinación 
Cu(H
2
O)
5
2+ utilizando la teoría ácido-base de Lewis. 
15. Al igual que los ácidos y bases descritos por 
Arrhenius, las sales también se comportan como 
electrolitos. Escribe la ecuación de disociación de las 
siguientes sales en agua:
A. Cloruro de sodio, NaCl
B. Cloruro de calcio, CaCl
2
C. Sulfato de cobre, CuSO
4
D. Hidróxido de sodio, NaOH
E. Bicarbonato de sodio, NaHCO
3
F. Fosfito de potasio, K
2
HPO
3
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 27
El pH y el pOH
Hemos revisado las teorías ácido-base y la expresión de sus respectivas constantes 
de ionización. Un aspecto que debemos conocer también es cómo se expresan las 
concentraciones de los iones H+ y OH–.
Como habrás notado, las concentraciones en mol/L de iones H+ o H
3
O+ (que se utilizan 
indistintamente) y de iones OH– corresponden a números muy pequeños y exponenciales. 
Para facilitar la expresión de estas concentraciones, es decir, de la acidez o de la basicidad 
de una disolución acuosa, los químicos han adoptado una forma equivalente tal que la 
concentración de H+ o H
3
O+ se expresa en términos de pH, que se define como el logaritmo 
negativo en base 10 de la concentración de H+ o H
3
O+ (ver yuda).
En las definiciones de pH, la letra p expresa la función –log. Así, tenemos que:
pH = – log [H
3
O+]
En forma similar, la concentración de OH– de una disolución se expresa en términos de 
pOH, que corresponde al valor del logaritmo negativo en base 10 de la concentración de 
OH–. Se expresa de la siguiente forma:
pOH = – log [OH–]
Por otra parte, si conocemos el pH de una disolución, podemos expresar la concentración 
de iones H
3
O+ como un número exponencial en base 10 cuyo exponente es –pH. De este 
modo, la expresión se formula de la siguiente manera:
[H
3
O+] = 10–pH
Así, tenemos que: si el pH = 2, la concentración de iones H
3
O+ = 10–2 mol/L.
 si el pH = 5, la concentración de iones H
3
O+ = 10–5 mol/L. 
 si el pH = 8,3, la concentración de iones H
3
O+ = 10–8,3 mol/L.
 si el pH = 10, la concentración de iones H
3
O+ = 10–10 mol/L.
El pH corresponde al valor, con signo opuesto, del exponente de la potencia de 10 que 
expresa la concentración molar de iones H
3
O+. Puedes ejercitar estos cálculos en las 
siguientes actividades.
El logaritmo en base 10 de un 
número es la potencia a la que 
se debe elevar 10 para obtener 
dicho número.
El logaritmo de un número 
menor que 1 siempre será 
negativo.
log x = n ⇒ x = 10n.
Número logaritmo
1000 log 103 3
100 log 102 2
10 log 101 1
1 log100 0
0,1 log 10–1 –1
0,01 log 10–2 –2
0,001 log 10–3 –3
Para obtener el logaritmo de 
números distintos a una simple 
potencia de 10 recurrimos a una 
calculadora o a una tabla de 
logaritmos.
AYUDA
1. Calcula el logaritmo en base 10 de los siguientes números: 0,02; 2,5·10–3; 3·10–5.
2. Calcula el antilogaritmo de: –4,5; 3,0; –5,8; –9.
A ctividad propuesta
1. Calcula el logaritmo en base 10 de los siguientes números: 6300; 63; 5,16 y 0,00573.
Respuesta. En algunas calculadoras se ingresa el número y luego la función “log”. En otras, es 
al revés, se coloca primero la función “log”, después el número y el signo igual. Verifica cómo 
funciona la tuya. Las soluciones son las siguientes: log 6300 = 3,8; log 63 = 1,8; log 5,16 = 0,7126; 
log 0,00573 = –2,242.
2. Calcula la concentración en mol/L de iones H
3
O+ de una disolución cuyo pH es 3,3.
Respuesta. Si el pH es 3,3, implica que: –log [ H
3
O+] = 3,3, y que log [ H
3
O+] = –3,3. Entonces, 
[H
3
O+] es el antilogaritmo de –3,3, lo que corresponde a 5,012·10–4 mol/L. ara obtener el 
antilogaritmo de un número se utiliza la función 10x de la calculadora.
A ctividad modelada
 nidad 1 Reacciones ácido-base 28
 3 4
El pH y el pOH de ácidos y bases fuertes
Sabemos que un ácido fuerte es aquel que en agua se disocia completamente y que en la 
disolución no existen moléculas de HA, sino que solo iones H
3
O+, A–. Esto es:
HA(ac) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + A–(ac)
Veamos un ejemplo concreto. Si tenemos una disolución acuosa de un ácido fuerte, como 
el HCl, de concentración C
a
 = 0,01mol/L, la concentración de H
3
O+ de esa disolución será:
[H
3
O+] = 0,01 + X
En esta expresión, X es la concentración de H
3
O+ que aporta el agua, y que podemos 
despreciar por ser muy pequeña frente 0,01 mol/L. Por lo tanto, podemos escribir una 
ecuación general para calcular el pH de un ácido fuerte, que es:
pH = – log C
a
Entonces, volviendo a nuestro ejemplo, el pH de la disolución de HCl 0,01 mol/L será:
pH = – log 0,01= – log10–2 = – (–2) = 2
Ahora, ¿cuál será la concentración de iones OH– y el pOH de esta disolución?
Primero que todo, debe cumplirse el producto iónico del agua; por lo tanto, tenemos que: 
K
w
 = [H
3
O+] [OH–] = 1·10–14
Como conocemos [H
3
O+], que es igual a 0,01, podemos despejar [OH–]:
 
 
 ]
⋅
⋅OH =
K
[H O ]
=
1 10
0,01
=1 10 mol / Lw
3
+
14
12
Este valor se puede expresar en términos de pOH:
pOH = – log [OH–] = – log 10–12 = 12
Por otra parte, si a la expresión del producto iónico del agua aplicamos la función – log, 
tenemos:
– log K
w
 = – log ([ H
3
O+] [OH–])
El logaritmo de un producto es igual a la suma de los logaritmos; por lo tanto:
– log K
w
 = – (log [H
3
O+] + log [OH–])
– log 10–14 = – log [H
3
O+] + (– log [OH–])
De esta manera, resulta que 
pK
w
 = 14 = pH + pOH
Esta ecuación se cumple en todas las disoluciones acuosas y resultaextremadamente útil, 
pues si se conoce el pH de una disolución, es posible calcular con facilidad el pOH y, por 
consiguiente, la concentración de iones OH–.
1. Calcula el pH de una disolución de hidróxido de sodio, NaOH, de concentración 
0,0022 mol/L.
2. ¿Cuál es la concentración de una disolución de hidróxido de potasio, KOH, cuyo pH es 
10,87? Aplica tus conocimientos para responder.
A ctividad propuesta
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 29
La escala de pH
De acuerdo a lo que hemos visto, el pH revela la concentración de iones H+ o H
3
O+ en 
disolución, por lo que es un indicador de la acidez de dicha disolución. Por su parte, el pOH 
indica la concentración de iones OH– de una disolución y, por ende, su basicidad. Los valores 
de acidez y basicidad se mueven dentro de un rango llamado escala de pH.
La escala de pH en disolución acuosa va desde pH = 0 a pH = 14. ¿Cómo ocurre este 
“movimiento” de una disolución en la escala de pH? Por ejemplo, si a una disolución acuosa 
neutra de pH = 7 le añadimos iones H
3
O+, el pH debe bajar; por el contrario, si le agregamos 
una base que consuma iones H
3
O+, el pH de la disolución subirá.
En la tabla del costado se muestra la relación de las escalas de pH y pOH y la concentración 
de iones H
3
O+ y OH–. La siguiente es la representación de las escalas de pH y pOH. 
aumenta [OH–]
aumenta [H
3
O+]
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14pH
Revisa la siguiente ctividad modelada que te ayudará a reforzar tu aprendizaje y a desarrollar 
cálculos para encontrar la concentración de especies en disolución a partir de valores de pH 
o pOH.
1. Determina la concentración de iones [H
3
O+] y [OH–] en una disolución de ácido nítrico, 
HNO
3
, cuyo pH = 5.
Respuesta. Si el pH de la disolución es 5, sabemos que [H
3
O+] = 10–pH. Entonces, 
[H
3
O+] = 10–5 mol/L. ara calcular la concentración de iones OH– se puede recurrir a:
pOH = pK
W
 – pH = 14 – 5 = 9
Conociendo el pOH, tenemos que [OH–] = 10—pOH = 1·10–9 mol/L.
2. ¿Cuál es el pH y el pOH de una disolución de hidróxido de calcio, Ca(OH)
2
, cuya 
concentración C
b
 = 1·10–3 mol/L?
Respuesta. La base fuerte Ca(OH)
2
 se disocia totalmente en agua, por lo que cada molécula 
de Ca(OH)
2
 que se disocia genera 2 iones OH– y 1 ion Ca2+. or lo tanto, la concentración de 
[OH–] es 2 (1·10–3) = 2·10–3 mol/L. Entonces,
pOH = – log [OH] = – log 2·10–3 = – (–1,70) = 1,70 
y como se cumple pK
w
 = pH + pOH, se deduce que:
pH = pK
w
 – pOH = 14 – 1,7 = 12,3
A ctividad modelada
1. Calcula el pH y el pOH de una disolución acuosa de:
a. HClO
4
 0,03 mol/L. b. KOH 2·10–3 mol/L. c. Mg(OH)
2
 2·10–3 mol/L.
2. Si el pH de una disolución acuosa de HNO
3
 es 3,2, calcula la concentración del ácido nítrico.
A ctividad propuesta
[H
3
O+] 
mol/L
pH pOH
[OH–] 
mol/L
1 0 14 10–14
10–1 1 13 10–13
10–2 2 12 10–12
10–3 3 11 10–11
10–4 4 10 10–10
10–5 5 9 10–9
10–6 6 8 10–8
10–7 7 7 10–7
10–8 8 6 10–6
10–9 9 5 10–5
10–10 10 4 10–4
10–11 11 3 10–3
10–12 12 2 10–2
10–13 13 1 10–1
10–14 14 0 1
Relación entre las escalas de 
pH y pOH con [H
3
O+] y [OH–]
 nidad 1 Reacciones ácido-base 30
 3 4
El pH de ácidos y bases débiles
El pH de una disolución de un ácido débil o de una base débil depende de la constante 
de equilibrio de su reacción con agua (K
a
 o K
b
) y de la concentración del ácido y la base, 
respectivamente. Veamos cada caso.
El pH de ácidos débiles
Para el caso de una disolución acuosa de un ácido débil HA de concentración C
a
 mol/L, la 
reacción de disociación y su K
a
 es:
HA(ac) + H
2
O(ℓ) A–(ac) + H
3
O+(ac); 
 
 ]
K =
[A ][H O ]
HAa
+
3
Por cada molécula de HA que se disocia, se forma un ion H
3
O+ y un ion A–, por lo que en 
el equilibrio: [A–] = [H
3
O+], y la concentración del ácido sin disociar [HA] es igual a la 
concentración inicial C
a
 – [H
3
O+]. 
La expresión de la constante adquiere la siguiente forma: 
K =
[H O ]
C [H O ]a
+ 2
a
+
3
3 
Para calcular la concentración de H
3
O+, la expresión de la constante K
a
 se transforma 
entonces en una ecuación cuadrática general como la que aparece al costado de esta página.
Sin embargo, la siguiente aproximación facilitará el cálculo: si el ácido está muy poco 
disociado, [H
3
O+] puede ser muy pequeña comparada con C
a
 y puede despreciarse frente a 
esta última. Esto es:
≈C [H O ] Ca
+
a3 ⇒ K =
[H O ]
Ca
+ 2
a
3
Entonces, 
⋅[H O ]= K C+ a a3 o pH =
1
2
pK
1
2
log Ca a 
El pH de bases débiles
Para una disolución de una base débil B de concentración C
b
 mol/L, la reacción con agua y 
su constante de equilibrio K
b
 es:
B(ac) + H
2
O(ℓ) BH+(ac) + OH–(ac); K =
[BH ][OH ]
[B]b
+ –
Haciendo la misma consideración y aproximación que para el caso de un ácido débil, se 
obtiene que:
K =
[OH ]
Cb
– 2
b
Entonces, 
⋅[OH ]= K C– b b o pOH =
1
2
pK –
1
2
log Cb b
Ahora, como pH = 14 –pOH, entonces:
pH =14 –
1
2
pK –
1
2
log Cb b
Para un ácido débil, la 
expresión para calcular el 
pH es:
pH = – ½ log K
a
 – ½ log C
a
Para una base débil, la 
expresión para calcular el 
pOH es:
pOH = – ½ log K
b
 – ½ log C
b
Para GRA AR
Resolución de 
la ecuación general
 =
H O
C H O
a
3
+
2
a 3
+–
  
  
La resolución de esta 
ecuación se realiza 
escribiéndola como una 
ecuación cuadrática normal, 
esto es:
ax2 + bx + c = 0,
cuya solución es:
 =
–b± b – 4ac
2a
2
Así se obtiene:
[H
3
O+]2 + K
a
[H
3
O+] – K
a
C
a
= 0
 O =
–K ± K +4 K C
2
3
+ a a
2
a a
 
  
Es importante mencionar que 
de la ecuación cuadrática 
solo se usa la raíz positiva.
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 3 
¿Cómo medir el pH?
Existen diversos métodos e instrumentos que sirven para medir el pH de una disolución. 
Entre los más utilizados se encuentran el pH–metro y los indicadores ácido-base. Veamos a 
continuación en qué consisten.
pH–metro
El pH de una disolución se puede medir con rapidez y exactitud 
con un medidor de pH o pH–metro. Básicamente, este instrumento 
se compone de dos electrodos: uno de ellos es indicador de las 
concentraciones de iones H
3
O+ y el otro es un electrodo de referencia. 
El diseño y el tamaño de los electrodos varían según su uso. Existen 
electrodos tan pequeños como para medir el pH de las células. Para 
medir y controlar el pH en estudios ambientales y en la agricultura se 
utilizan pH–metros portátiles.
Indicadores ácido-base
Aunque son menos precisos que los pH–metros, se pueden emplear 
los llamados indicadores ácido-base. Estos son sustancias, en general 
orgánicas, que se caracterizan por ser ácidos o bases débiles cuyas 
formas ácidas y básicas presentan colores diferentes.
La disociación de un indicador ácido-base en agua y la expresión de su constante de 
equilibrio se representan a continuación:
 HIn(ac) + H
2
O(ℓ)  H
3
O+(ac) + In–(ac) ; 
 
K =
[H O ][In ]
[HIn]In
+
3
 Color A Color B
Las concentraciones de la forma disociada y molecular del indicador dependen de la 
concentración de H
3
O+ de la disolución: si aumenta [H
3
O+], la concentración de HIn 
debe incrementarse e intensificarse el color A; por el contrario, si disminuye [H
3
O+], la 
concentración de In– debe aumentar y, por lo tanto, se intensificará el color B. Cuando 
las concentraciones de las dos formas del indicador son iguales, es decir, [In–] = [HIn], la 
disolución presenta un color intermedio. En este punto, [H
3
O+] = K
In
 y se considera que ese 
es el pH de viraje del indicador, o sea, donde ocurre el cambio de color. 
En la siguiente tabla se muestran los pH de viraje de algunos indicadores:
Indicador K
In
pH de viraje
Color forma ácida
HIn
Color forma básica
In–
Anaranjado de metilo
Rojo de metilo
Azul de bromo timol
Fenolftaleína
Timolftaleína
10–4
10–5,8
10–7,1
10–8,4
10–10
 4,0
 5,8
 7,1
 8,4
 10,0
rojo
rojo
amarillo
incoloro
incoloro
amarillo-anaranjado
amarillo
azul
rojo
azul
Además de los indicadores ácido-base, existen diversos indicadores que se emplean 
actualmente paradeterminar el pH (ver mpliando memoria). Un indicador bastante 
común es la fenolftaleína. En disolución ácida se encuentra protonada, H
2
In, y es incolora; 
en cambio, si la disolución es alcalina, pierde los dos protones al reaccionar con la base y 
predomina la forma rosada, In2–. 
El papel pH es otro indicador muy utilizado que se vende en el comercio. Consiste en una 
tira de papel impregnada con una mezcla de indicadores. Basta mojar el papel con una o dos 
gotas de la muestra para determinar el pH en forma aproximada por comparación del color 
obtenido con la escala de pH que se presenta en el envase del papel.
 El papel pH, también conocido como 
papel tornasol, se vuelve rojo al 
contacto con ácidos y azul en contacto 
con sustancias básicas.
 El pH-metro es muy preciso en su 
medición; el electrodo se introduce en 
la disolución y el valor de su pH 
aparece en el dispositivo.
Amplian o
MEMORIA
Muchos de los indicadores 
que se usan actualmente para 
determinar el pH son moléculas 
grandes que se obtienen de 
las plantas, como algunos 
flavonoides. Estos colorantes 
existen en su forma de ácido 
o de su base conjugada. Un 
ejemplo es el repollo morado 
que posee antocianina, un 
compuesto flavonoide que 
presenta una coloración 
distinta dependiendo de la 
concentración de iones H+. 
Esto permite utilizar el extracto 
de repollo como un indicador 
ácido-base.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 32
 3 4
1. Calcula el pH y el pOH de una disolución de amoniaco, NH
3
, 0,0010 mol/L. El valor de K
b
 
es 1,8·10–5.
Respuesta. La ecuación que representa la disociación de NH
3
 en agua es: 
NH
3
(g) + H
2
O(ℓ)  NH
4
+(ac) + OH–(ac), y la concentración del ion OH–
es: [HO ]= K Cb b
–
⋅ . Entonces, tenemos:
[HO ]= 1,8 10 0,0010 =1,3 10 mol / L– –5 –4⋅ ⋅ ⋅
Si se conoce el pOH, se puede calcular el pH:
pOH = –log 1,3·10–4 = 3,9
pH= 14 – pOH = 14 – 3,9 = 10,1
El pH es 10,1; la disolución es básica porque pH > 7.
A ctividad modelada
La siguiente propuesta te ayudará a calcular el pH de una disolución.
1. El ácido fórmico, HCOOH, es un ácido relativamente débil: K
a
= 4,8·10–4. Calcula el pH 
de una disolución 0,010 mol/L de este ácido.
Paso 1. stablece la ecuación química y la constante de equilibrio que representa la 
disociación del ácido fórmico:
HCOOH(ac) + H
2
O(ℓ)  HCOO–(ac) + H
3
O+(ac)
 
K =
[H O ]
C [H O ]
a
+ 2
a
+
3
3
Paso 2. Calcula la concentración de H
3
O+. Si se desprecia [H
3
O+] en el denominador frente 
a C
a
, se puede calcular el pH mediante la ecuación:
⋅
⋅ ⋅ ⋅ ⋅
 H O ]= K C
 H O ]= 4,8 10 0,010 = 4,8 10 = 2,2 10
+
a a
+ 4 6 3
3
3 mol / L
 
Paso 3. Determina el pH de la disolución. Se aplica la fórmula de pH y se reemplazan los 
valores:
pH = –log [H
3
O+] = –log 2,2·10–3 = –(log 2,2 + log 10–3)
pH = – (0,34 – 3)= – 0,34 + 3 = 2,66
Respuesta. El pH de la disolución es 2,7. Como pH < 7, es ácida.
1. Calcula [OH–] y el pH de una disolución de etilamina, CH
3
CH
2
NH
2
, 0,01 mol/L. 
K
b
 = 6,4·10–4.
2. La K
a
 del ácido benzoico, C
6
H
5
COOH, es 6,5·10–5. Calcula la concentración en equilibrio 
de H
3
O+, C
6
H
5
COO– y C
6
H
5
COOH en una disolución acuosa 0,1 mol/L de este ácido. 
A ctividad propuesta
El pH de una disolución expresa 
la concentración de iones H
3
O+.
El producto iónico del agua 
gobierna [H
3
O+] y [OH–] en 
disoluciones acuosas, por lo 
que:
pK
w
 = pOH + pH = 14
Los valores de pH disminuyen si 
la [H
3
O+] aumenta, y los valores 
de pH se incrementan si [H
3
O+] 
se reduce.
El pH de un ácido fuerte está 
determinado por:
pH = –log C
a
y el pOH de una base fuerte 
por:
pOH = – log C
b
Para GRA AR
E strategia
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 33
iencia paso a pasoC
Pensamiento científico
Te invitamos a realizar el siguiente trabajo experimental en el que deberás trabajar algunas 
de las etapas del método científico, como son el análisis de los resultados y la elaboración 
de las conclusiones. 
 lanteamiento del problema
Como hemos visto, los extractos de muchas plantas pueden ser utilizados como indicadores 
ácido-base. Con esta información, un grupo de estudiantes se plantea el siguiente problema:
“El extracto de repollo morado, ¿podrá ser empleado como indicador ácido-base?”
Formulación de hipótesis
La explicación que planteó el grupo de estudiantes a esta interrogante fue la siguiente:
Si al agregar gotas del extracto de repollo a disoluciones con distintos pH y estas cambian de 
color, este extracto puede ser utilizado como indicador ácido-base. 
Diseño experimental
Para probar su hipótesis, el grupo diseñó un experimento en el que debían realizar tres 
procedimientos, los que se describen a continuación:
Procedimiento 1: preparación del indicador
1. Cortar en trozos pequeños hojas de repollo 
morado y colocarlas en el vaso de precipitado 
con 250 mL de agua destilada.
2. Calentar suavemente el agua con el repollo 
hasta que esta adquiera un color intenso.
3. Agitar periódicamente.
4. Dejar enfriar y filtrar la disolución.
5. Guardar la disolución coloreada en una botella 
y rotularla.
Procedimiento 2: preparación de disoluciones
1. A partir de las disoluciones 1 mol/L de HCl y 
de NaOH, preparar 10 mL de disoluciones de 
distintas concentraciones.
2. Para medir 1 o 10 mL utilizar las pipetas totales; 
para medir 0,1 mL emplear la jeringa, y para 
medir 9,9 mL usar las pipetas parciales.
3. Después de preparar cada disolución, taparla con 
un tapón o un papel parafilm y homogeneizar la 
disolución.
etapas del método científico
1. Planteamiento del problema.
2. Formulación de hipótesis.
3. Diseño experimental.
4. Obtención de resultados.
5. Interpretación de resultados.
6. Elaboración de conclusiones.
mateRiales y Reactivos
- Vaso de precipitado de 
500 m .
- Gradilla.
- 18 tubos de ensayo con 
tapones.
- Pipetas totales de 1 m .
- Pipetas parciales de 10 m .
- Jeringas de 1 m .
- Mechero, rejilla y trípode.
- Embudo.
- Papel filtro.
- Soporte universal.
- Botella desechable de 500 m .
- Disolución de HCl 1 mol/ .
- Disolución de NaOH 1 mol/ .
- Repollo morado.
- Papel pH.
- Agua destilada.
- Disolución alcohólica de 
fenolftaleína.
- Varilla de agitación o cucharita 
plástica.
 Repollo morado 
cortado en trozos 
pequeños.
 Disolución coloreada 
obtenida luego de 
calentar el agua con el 
repollo.
 Algunos materiales y reactivos necesarios para 
realizar el procedimiento 2.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 34
1 2 43
En la siguiente tabla se muestra la forma de obtener las disoluciones a distintos pH. Calcula 
las concentraciones y el pH de cada una de ellas y agrégalo en la tabla.
Tubo Nº Preparación de 10 mL de disolución Conc. HCl mol/L pH calculado
1
2
3
4
 10 m HCl 1 mol/ + 0,0 m H
2
O
 1 m HCl 1 mol/ + 9,0 m H
2
O
 0,1 m HCl 0,1 mol/ + 9,9 m H
2
O
 0,1 m HCl 0,001 mol/ + 9,9 m H
2
O
1 mol/ 
0,001 mol/ 
5 10 m de agua destilada
Conc. HCl mol/L pH calculado
9
8
7
6
 10 m NaOH 1 mol/ + 0,0 m H
2
O
 1 m NaOH 1 mol/ + 9,0 m H
2
O
 0,1 m NaOH 0,1 mol/ + 9,9 m H
2
O
 0,1 m NaOH 0,001 mol/ + 9,9 m H
2
O
Procedimiento 3: medición de pH
Con un trozo de papel pH, medir el pH a cada una de las 
disoluciones que se prepararon y anotarlo en cada tubo. 
Luego, agregarles unas gotas del extracto de repollo morado y 
homogeneizar las disoluciones. 
Si se dispone de fenoftaleína u otro indicador en el laboratorio, 
antes de añadir el extracto de repollo morado, separar de cada 
tubo 3 mL y preparar otro set de tubos rotulados con los pH 
correspondientes. Luego, agregarles unas gotas del indicador.
Obtención de resultados
Anota todas tus observaciones en tu cuaderno y construye una 
tabla como la que se utilizó en el procedimiento 2. Complétala 
con la información que recopilaste en la actividad práctica que 
desarrollaste.
Interpretación de resultados
Responde las siguientes preguntas basándote en el análisis de la experienciarealizada y en 
los resultados que obtuviste:
a. ¿Cuántos colores presenta el extracto de repollo morado en la escala de pH que 
preparaste? ¿A qué pH se producen cambios en el color?
b. ¿Coinciden los valores de pH, determinados con el papel pH, con los calculados? Si no 
es así, ¿por qué?
c. Si trabajaste con fenolftaleína, ¿a qué pH se produce el viraje de color?
d. ¿Cómo se llama el procedimiento que utilizaste para preparar las disoluciones?
e. ¿Qué entiendes por un indicador ácido-base?
f. ¿Para qué sirve un indicador ácido-base?
Elaboración de conclusiones
Basándote en el análisis de los resultados, elabora con tus propias palabras las conclusiones 
de esta actividad.
 Disoluciones a distintos pH obtenidas a 
partir de la disolución indicadora 
preparada con el repollo morado. 
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 35
Reacciones de neutralización
Hasta ahora hemos revisado el comportamiento de algunas sustancias como ácidos o bases 
frente a un disolvente, particularmente el agua. Pero ¿qué ocurre cuando se hace reaccionar 
una disolución de un ácido con una disolución de una base?
Si mezclamos dos disoluciones, una ácida y una básica, ocurre una reacción de 
neutralización (ver mpliando memoria) y, en general, se obtiene agua y una sal, porque los 
iones H
3
O+ y OH– se neutralizan mutuamente y generan agua. Como dato anexo podemos 
mencionar que Arrhenius ya había definido la neutralización como la reacción entre los 
iones H+ de los ácidos con los iones OH– de las bases para formar agua.
A continuación, revisaremos las principales reacciones de neutralización: ácido fuerte con 
base fuerte, ácido débil con base fuerte y base débil con ácido fuerte.
Reacción de neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte
Estudiemos la reacción entre una disolución de ácido clorhídrico, HCl, e hidróxido de sodio, 
NaOH, como ejemplo de la reacción de un ácido fuerte con una base fuerte. La ecuación 
química molecular que representa a esta reacción es:
HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H
2
O(ℓ)
 Ácido Base Sal (cloruro de sodio)
En esta reacción, las sustancias HCl(ac), NaOH(ac) y NaCl(ac) son electrolitos fuertes, 
por lo que están totalmente disociados en la disolución acuosa. La ecuación química que 
representa a las especies tal como se encuentran en la disolución es la llamada ecuación 
iónica y corresponde a la siguiente:
H
3
O+(ac) + Cl–(ac) + Na+(ac) + OH–(ac) Na+(ac) + Cl–(ac) + 2 H
2
O(ℓ)
En ella se observa que los iones Cl– y Na+ permanecen inalterados en ambos miembros de 
la ecuación, por lo que se les llama iones espectadores. Al omitirlos, quedan solo los iones y 
moléculas que intervienen en la reacción, los que constituyen la ecuación iónica neta. Para 
este caso sería:
H
3
O+(ac) + OH–(ac) 2 H
2
O(ℓ)
Volvamos a la ecuación principal y analicémosla con más detalle. Si 
los mol de ácido clorhídrico, HCl, e hidróxido de sodio, NaOH, están 
en proporción estequiométrica, es decir, existe 1 mol de HCl y 1 mol 
de NaOH, la disolución resultante contiene iones Cl– y iones Na+ y 
unas cuantas moléculas de agua más que antes, tal como se encuentra 
expresado. ¿Qué información desprendemos de esto?
Se puede decir que es una disolución neutra, de pH = 7, porque en 
ella la concentración de OH– es igual a la de H
3
O+, o sea, es 1·10–7 
mol/L, que proviene de la autodisociación del agua. El ion Cl– es la 
base conjugada del HCl, un ácido fuerte, y, como tal, su basicidad es 
insignificante; por lo tanto, no reacciona con agua. Por otra parte, el ion 
Na+ tampoco tiene carácter ácido.
En conclusión, la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte 
(un hidróxido alcalino o alcalino térreo) es realmente una reacción 
de neutralización, ya que los productos no tienen carácter ácido ni 
básico, por lo que la disolución resultante es neutra.
 a picadura de abeja introduce en la 
piel una sustancia ácida. Esta se puede 
neutralizar con una disolución de 
bicarbonato de sodio, una base débil.
Amplian o
MEMORIA
La palabra neutro proviene 
del latín eutrum, que significa 
“ni lo uno ni lo otro”. Según 
esta definición no sería propio 
utilizar esta palabra en el 
marco de una teoría científica 
por posibles significados 
contradictorios con su sentido 
etimológico. 
Por ello, la Real Academia de 
la Lengua (1994) define eutro 
como “el compuesto que no 
tiene carácter ácido ni básico 
y, por extensión, el líquido en 
que está disuelto”, y eutralizar 
como “hacer neutra una 
sustancia o una disolución de 
ella”. Además, la Real Academia 
de las Ciencias Exactas, Físicas 
y Naturales (1996) definió 
 eutralizació como “la adición 
de una disolución ácida a otra 
alcalina o viceversa hasta que 
la concentración de iones H+ 
sea igual a la de iones OH–, es 
decir, hasta alcanzar un pH =7”. 
Esto significa que la expresión 
reacción de neutralización se 
reservaría para las reacciones 
entre ácidos y bases que 
conducen a un resultado neutro, 
aunque para ello no se cumpla 
la estequiometría.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 36
 3 4
Reacción de un ácido débil con una base fuerte
Analizaremos esta reacción de neutralización con la ecuación que representa la reacción de 
volúmenes iguales de disoluciones de igual concentración de ácido acético, CH
3
COOH, un 
ácido débil, e hidróxido de potasio, KOH, una base fuerte:
CH
3
COOH(ac) + KOH(ac) CH
3
COOK(ac) + H
2
O(ℓ) (ec. molecular)
CH
3
COOH(ac) + K+(ac) + OH–(ac) CH
3
COO–(ac) + K+(ac) + H
2
O(ℓ) (ec. iónica)
CH
3
COOH (ac) + OH–(ac) CH
3
COO–(ac) + H
2
O(ℓ) (ec. iónica neta)
Como producto de la reacción se obtiene el ion acetato, H
3
CCOO–, que es la base conjugada 
del ácido acético. Este se comporta como base débil en agua, liberando iones OH– en la 
disolución según la siguiente reacción:
CH
3
COO–(ac) + H
2
O(ℓ) CH
3
COOH(ac) + OH–(ac) K
b
 = 5,6·10–10
Por lo tanto, la disolución resultante no es neutra, sino que es ligeramente básica, ya que el 
pH es mayor que 7.
Reacción de una base débil con un ácido fuerte
En este caso, como producto de la reacción se forma el ácido conjugado de la base débil, 
que es, por lo tanto, un ácido débil. Este determina el pH de la disolución salina resultante.
Supongamos que mezclamos volúmenes iguales de disoluciones de amoniaco, NH
3
, 
0,1 mol/L y ácido clorhídrico, HCl, 0,1 mol/L.
Al formarse NH
4
+(ac), este reacciona con agua, estableciéndose el equilibrio siguiente:
NH
4
+(ac) + H
2
O(ℓ) NH
3
(ac) + H
3
O+(ac) K
a
 = 5,6·10–10
La disolución resultante no es neutra, sino que levemente ácida, pues su pH es menor que 7.
Analiza la siguiente situación y luego responde las preguntas respectivas.
En tu casa tienes una piscina con capacidad para 4 000 L de agua y eres el encargado de 
mantenerla diariamente. Por error, en vez de agregar el volumen requerido de “cloro para 
piscinas” (disolución de hipoclorito de sodio, NaClO, en agua) añades ácido muriático (HCl 
comercial). Al darte cuenta de este error, mides el pH del agua de la piscina y constatas que 
es igual a 3 y, por lo tanto, debes remediar este problema. Decides neutralizar el ácido que 
agregaste con NaOH, por lo que requieres efectuar algunos cálculos.
1. Realiza en tu cuaderno los cálculos necesarios para lograr el objetivo.
2. Escribe además las ecuaciones molecular y iónica para esta neutralización y responde las 
siguientes preguntas relativas a este problema:
a. ¿Con qué volumen de disolución de NaOH 0,001 mol/L neutralizas 100 mL del agua de la 
piscina?
b. ¿Qué volumen de disolución de NaOH 0,01 mol/L necesitas para neutralizar 50 mL del 
agua?
c. ¿Cuánto volumen de disolución de NaOH 0,05 mol/L se requiere para neutralizar la mitad 
del ácido que hay en 50 mL del agua?
d. ¿Con qué volumen de disolución de NaOH 0,1 mol/L neutralizarías toda el agua de la 
piscina?
A ctividad propuesta
En el sitio web http://
www.visionlearning.com/
library/module_viewer.
php?mid=58&l=s puedes 
ampliar tus conocimientos 
sobre los ácidos, las bases y 
laneutralización. El sitio está 
en español, aunque tiene 
referencias a otras actividades 
en inglés; no obstante, resulta 
muy ilustrativo.
En LínEA
 a picadura de avispa introduce en la 
piel una sustancia alcalina y se puede 
neutralizar con vinagre. ¿De qué tipo de 
neutralización se trata?
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 37
Amplian o
MEMORIA
Hay sustancias, llamadas 
 atrones rimarios, a partir 
de las que se pueden preparar 
disoluciones de concentración 
exactamente conocida por 
simple masada. No son 
higroscópicas* ni reaccionan 
con el aire mientras se les pesa. 
Ejemplos: oxalato de sodio, 
ftalato ácido de potasio.
Existen otras sustancias que 
no cumplen con los requisitos 
de los patrones primarios y 
sus disoluciones deben ser 
estandarizadas por valoración 
con un patrón primario, 
llamados atrones secundarios; 
por ejemplo, HCl, NaOH. 
*Que pueden absorber y exhalar 
humedad según el medio en el que 
se encuentran.
 Esquema general del procedimiento y 
materiales necesarios para una 
titulación.
Valoraciones ácido-base
En toda experiencia que requiera conocer la concentración de una sustancia determinada se 
hace necesario un método que facilite esta labor. Uno de los más frecuentemente utilizados 
es la titulación ácido-base.
La titulación ácido-base es una técnica volumétrica empleada para determinar la 
concentración de un ácido o de una base mediante una reacción de neutralización. Este 
proceso también se conoce como valoración ácido-base. Cabe mencionar que existe una 
pequeña diferencia entre los términos valoración y titulación. La valoración consiste en 
determinar el “valor” de la concentración de una sustancia química utilizando diversas 
técnicas analíticas, mientras que la titulación hace referencia a determinar la cantidad o 
volumen de una sustancia química que equivale exactamente a una unidad de una sustancia 
que se emplea como patrón volumétrico.
En toda titulación existe lo que se conoce como punto de equivalencia, en el cual se 
logra una relación estequiométrica entre el ácido y la base con la que se puede obtener la 
concentración de una sustancia. Veámoslo con un ejemplo. Supongamos que tenemos un 
ácido de volumen conocido, pero de concentración desconocida y una disolución básica de 
concentración exactamente conocida. Al saber el volumen de disolución básica utilizado 
para alcanzar el punto de equivalencia en la titulación, se puede calcular la concentración 
de la disolución del ácido.
¿Cómo llegamos a esto? Sabemos que:
V (L) · C (mol/L) = n (mol) y que V
ácido
 · C
ácido
 = V
base
 · C
base
.
Si la estequiometría es 1:1 (1 mol de base neutraliza 1 mol de ácido), entonces tenemos que:
C =
V C
V
mol
Lácido
base base
ácido
 )
⋅
Por lo tanto, el final de la titulación se puede visualizar agregando a la disolución a titular 
gotas de una disolución de un indicador ácido-base cuyo rango de viraje esté en o muy cerca 
del pH del punto de equivalencia.
El cambio de color de la disolución debido al indicador evidencia el punto final de la 
titulación. Por lo general, el punto final no es muy diferente al punto de equivalencia si se ha 
escogido bien el indicador. En las titulaciones de ácido fuerte con base fuerte, comúnmente 
se usa como indicador la fenolftaleína que vira de incolora a roja a pH = 8,4.
El procedimiento general de una titulación o valoración es el siguiente:
1. Se mide una alícuota de la disolución por valorar, por ejemplo un ácido, con una pipeta 
total (5 o 10 mL) y se vacían en un matraz Erlenmeyer. Se agregan 2 o 3 gotas de la 
disolución de un indicador ácido-base.
2. Se llena una bureta con la disolución de la base de concentración conocida (disolución 
estándar).
3. Desde la bureta se adiciona la disolución de la base, controlada y lentamente, a la 
disolución del ácido agitando el matraz para homogeneizar la disolución tras cada 
adición de ácido hasta que la neutralización entre las dos disoluciones sea completa; es 
decir, hasta alcanzar el punto de equivalencia, el que se detecta por el viraje del indicador.
El curso de la titulación también se puede monitorear con un pH-metro, registrando el pH 
tras la adición de cada alícuota de la disolución titulante. Se grafica el pH en función del 
volumen del valorante agregado y se obtiene lo que se conoce como curva de valoración. 
Con esta se determina el punto de equivalencia.
Soporte 
universal
Bureta
Disolución de la base de 
concentración conocida
Matraz Erlenmeyer
Disolución a 
valorar + indicador
Agitador 
magnético
 nidad 1 Reacciones ácido-base 38
 3 4
Curvas de valoración
Una curva de valoración representa la variación del pH que ocurre en la disolución del ácido a 
medida que se adiciona la disolución de base, o viceversa. Tienen formas características según la 
titulación de que se trate: un ácido fuerte con una base fuerte, un ácido débil con una base fuerte, 
una base débil con un ácido fuerte o un ácido débil con una base débil. Veamos cada una de ellas.
Curva de valoración de un ácido fuerte con base fuerte
Analicemos la siguiente curva que corresponde a la titulación de 
50 mL de HCl 0,1 mol/L, un ácido fuerte, con una disolución de 
NaOH, una base fuerte de la misma concentración:
 Inicialmente, antes de agregar NaOH, el pH es 1 porque está 
determinado por la concentración del ácido: pH = –log 0,1 = 1.
 A medida que se añade NaOH, el pH aumenta lentamente al 
comienzo y más rápidamente cerca del punto de equivalencia, 
pues desaparecen iones H
3
O+ por el mecanismo de neutralización 
con los iones OH–.
 En el punto de equivalencia, el pH es 7 porque solo existe la sal, 
NaCl, que es neutra. El pH está determinado por el equilibrio 
de autoionización del agua.
 Después del punto de equivalencia, la concentración de la base 
en exceso determina el pH.
Curva de valoración de un ácido débil con base fuerte
La figura corresponde a la curva de titulación de 50 mL de ácido 
acético, CH
3
COOH, con hidróxido de sodio, NaOH, ambos de 
concentración 0,1 mol/L. En la curva de color azul se aprecian 
tres diferencias fundamentales respecto de la que analizamos 
anteriormente que se representa con la curva negra en esta figura. 
Veamos esto con detalle:
 La disolución de ácido débil tiene un punto de partida en valor 
de pH superior: pH = ½ pK
a
 – ½ log C
a
.
 Antes del punto de equivalencia, el pH está determinado por las 
concentraciones de CH
3
OOH y CH
3
COO–, que constituyen una 
disolución amortiguadora de pH, también llamada tampón.
 En el punto de equivalencia, el pH es mayor que 7, pues está 
determinado por la concentración de la base débil CH
3
COO–.
 Las disoluciones amortiguadoras de pH están formadas por 
un ácido débil o una base débil, y la sal de su base conjugada 
o ácido conjugado. Tienen la capacidad de mantener el pH 
aunque se les adicione pequeñas cantidades de ácido o base 
fuertes. Estas se estudiarán en las páginas siguientes.
Curva de valoración de 
HCI 0, mo/L con NaOH 0, mo/L
14–
13–
12–
11–
10–
9–
8–
7–
6–
5–
4–
3–
2–
1–
0–
pH Punto de equivalencia
0 10 20 30 40 50 60
Volumen de NaOH/mL
14–
13–
12–
11–
10–
9–
8–
7–
6–
5–
4–
3–
2–
1–
0–
pH
Punto de equivalencia
0 10 20 30 40 50 60
Volumen de NaOH/mL
Curva de valoración de 
ácido acético 0, mo/L con 
NaOH 0, mo/L
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 39
Curva de valoración de una base débil con ácido fuerte
El gráfico corresponde a la curva de valoración de una base débil 
como la disolución de amoniaco (50 mL NH
3
 0,1 mol/L) agregando 
un ácido fuerte (HCl 0,1 mol/L). 
Como en el caso anterior, también se aprecian tres diferencias 
significativas entre la curva de esta valoración que se muestra en 
color azul y la curva de valoración de una base fuerte con ácido 
fuerte representada con la curva negra, cuya forma es igual a la del 
ácido fuerte con base fuerte, pero invertida: 
 La disolución de base débil tiene un punto de partida en valor de 
pH menor: 
pH = 14 – ½ pK
b
 + ½ log Cb
 Antes del punto de equivalencia, el pH está determinado por las 
concentraciones de NH
3
 y NH
4
+ que forman un tampón.
 En el punto de equivalencia, el pH es menor que 7. Está 
determinado por la concentración del ácido débil NH
4
+.
Curva de valoración de ácidos polipróticos
Los ácidos polipróticos son aquellos que poseen más de un átomo de hidrógeno ionizable. 
La ionización se hace de manera sucesiva, y a medida que sale un átomo, cada vez se dificulta 
más la salida de otro. Veamos como ejemplo el ácido carbónico, H
2
CO
3
, un ácido débil. Este 
ácido es diprótico, pues cede dos protones y su neutralización se realiza en dos etapas:
H
2
CO
3
(ac) + H
2
O(ℓ) HCO
3
–(ac) + H
3
O+(ac) K
a1
 = 4,5·10–7
HCO
3
–(ac) + H
2
O(ℓ) CO
3
2–(ac) + H
3
O+(ac) K
a2
 = 4,8·10–11
La titulación de estos ácidos presenta un carácter 
singular. En la figura se muestra la curva de 
titulación del ácido poliprótico de nuestro ejemplo, 
el ácido carbónico. En este caso se efectuó la 
titulación de 25 mL de H
2
CO
3
 0,1 mol/L con una 
base fuerte (NaOH 0,1 mol/L).
La singularidad de esta curva consiste en que se 
aprecian dos puntos de equivalencia: uno con 
pH mayor que 7 y el otro menor que 7. Esto se 
explica debido a la particularidad de este ácido, 
que al ser diprótico tiene dos átomos de hidrógeno 
hidrolizables y se neutraliza en dos etapas.
 Curva de valoración de un ácido débil poliprótico, ácido carbónico (25 m H
2
CO
3
 0,1 mol/ ) con 
una base fuerte (NaOH 0,1 mol/ )
Curva de valoración de H
2
CO
3
 
con NaOH 0, mo/L
14–
13–
12–
10–
9–
8–
7–
6–
4–
3–
2–
1–
0–
pH
Punto de equivalencia
Punto de equivalencia
0 0 20 30 40 50 60
Volumen de NaOH/mL
14–
13–
12–
11–
10–
9–
8–
7–
6–
5–
4–
3–
2–
1–
0–
pH
Punto de equivalencia
0 10 20 30 40 50 60
Volumen de HCl/mL
Curva de valoración de 
NH
3
 0, mo/L con HCI 0, mo/L
 nidad 1 Reacciones ácido-base 40
 3 4
La siguiente actividad te orientará para elaborar una curva de valoración.
1. Construye la curva de valoración de 50 mL de HCl 0,1 mol/L con una disolución de 
NaOH 0,1 mol/L. Los volúmenes de disolución titulante agregados, en mL, fueron: 10; 
20; 30; 40; 49; 49,9; 50; 50,1, 51, 60 y 70.
Paso 1. scribe la ecuación química y establece su relación estequiométrica. La reacción 
en este caso es la siguiente:
 O + Cl + Na + O 
3
+ –
1mol
+ –
1mol
(ac) (ac) (ac) (ac)
 ���� ���� ���� ����
 Cl–(ac) + Na+(ac) + 2 H
2
O(ℓ)
Según esta ecuación, 1 mol de base neutraliza a 1 mol de ácido; por lo tanto, la 
relación entre los reactantes es 1:1.
Paso 2. Calcula el pH de la disolución a volumen cero. En este caso, tenemos:
0 mL de NaOH agregado: pH = – log C
a
 = – log 0,10 = 1,0
Paso 3. Calcula el pH tras cada adición de NaOH. Hay que determinar el número de moles, 
n, de H
3
O+ que permanecen en la disolución por diferencia entre los mol iniciales 
y los neutralizados (mol de NaOH agregados). ara calcular la concentración de 
H
3
O+ se debe considerar el volumen total de la disolución.
a. ara el cálculo de 10 mL de NaOH agregados, tenemos que:
n(mol) = V (L) C (mol/L)
El volumen total es 0,050 L + 0,010 L = 0,060 L. Entonces:
n
ácido
 = (V
ácido
 · C
ácido
) – (V
base
 · C
base
) = (0,050 L · 0,10 mol/L) – (0,010 L · 0,10 mol/L)
n
ácido
 = 0,0040 mol = 4,0·10–3 mol de H
3
O+
pH = – log 6,7·10–2 = 1,2
El pH antes y después del punto de equivalencia se obtiene de esta forma.
b. Si se han añadido 50 mL de NaOH, estás en el punto de equivalencia. Aquí el 
pH = 7 porque el NaCl es neutro y el pH depende del equilibrio de autoionización 
del agua, [H
3
O+] = [OH–] = 1·10–7 mol/L.
c. Si se han agregado 50,1 mL de NaOH, deducimos que en la disolución hay mol de 
NaOH en exceso y que el volumen final es 100,1 mL. El pOH estará determinado 
por la concentración de este exceso. Entonces:
n
base exceso
 = (V
ácido
 · C
ácido
) – (V
base
 · C
base 
)
n
base exceso
 = (0,050 L · 0,10 mol/L) – (0,05010 L · 0,10 mol/L) = 1,0 · 10–5 mol de OH–
⋅
⋅C =
n(mol)
V (L)
=
1,0 10 mol
0,1001L
=1,0 10 mol Lbase
total
-5
-4
pOH = 4; pH = 14 – 4 = 10
Paso 4. Registra los pH en una tabla y construye la curva de valoración en una hoja Excel 
o papel milimetrado.
E strategia
Aplica tus conocimientos para realizar los cálculos correspondientes:
1. Construye la curva de valoración de 50 mL de HCl 0,01 mol/L con una disolución de 
NaOH 0,01 mol/L y grafícala junto a la curva del ejercicio anterior.
2. ¿Cuántos mL de disolución de KOH 0,01mol/L se gastarían para titular 10 mL de H
2
SO
4
 
0,01 mol/L? Considera que 1 mol de H
2
SO
4
 reacciona con 2 mol de KOH.
A ctividad propuesta
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 4 
Disoluciones amortiguadoras de pH
El mar es una disolución acuosa con gran cantidad de sales y otros compuestos donde ocurren 
muchas reacciones químicas. Algunos de sus componentes son diversos cloruros, como los 
de sodio, magnesio, calcio y potasio, además de sulfato de sodio y ácido bórico, entre otros. 
Para que en el mar existan organismos vivos, su pH, es decir, la concentración de iones H
3
O+, 
debe permanecer relativamente constante. Esto sucede a pesar de que la actividad volcánica 
bajo él y otros procesos le adicionan gran cantidad de ácidos y de bases. 
El equilibrio ácido-base es muy importante en los procesos biológicos, pues en ellos el pH 
debe conservarse dentro de rangos muy estrechos. Por ejemplo, el transporte de O
2
 en la 
sangre desde los pulmones a las células depende de que el pH se mantenga muy cercano 
a 7,4, por lo que en las células se producen reacciones que entregan ácidos y bases a la sangre 
para generar una diferencia de solo 0,02 unidades de pH entre la sangre venosa y la arterial.
Las disoluciones que tienen la capacidad de mantener el pH constante cuando se 
les adicionan pequeñas cantidades de ácido o de base se denominan disoluciones 
amortiguadoras de pH; disoluciones tampón o buffer. ¿Por qué mantienen el pH? Porque 
contienen concentraciones relativamente altas de moléculas o iones capaces de reaccionar 
tanto con una base como con un ácido y así minimizar el cambio de pH.
Existen dos tipos de disoluciones amortiguadoras: las ácidas y las básicas. Las disoluciones 
amortiguadoras ácidas funcionan en un rango de pH ácido y están formadas por un 
ácido débil, más una sal de su base conjugada. Las disoluciones amortiguadoras básicas 
funcionan en un rango de pH básico y contienen una base débil y una sal de su ácido 
conjugado. Por ejemplo, una disolución de amoniaco, NH
3
, y una sal de su ácido conjugado, 
cloruro de amonio, NH
4
Cl.
Analicemos los equilibrios químicos y sus desplazamientos en este tipo de disoluciones. Si 
tenemos en disolución un ácido débil HA como el ácido acético, CH
3
COOH, junto con su base 
conjugada A–, en este caso, la sal acetato de sodio, CH
3
COONa, se establece el siguiente equilibrio:
HA(ac) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + A–(ac)
¿Qué ocurre si a esta disolución amortiguadora le agregamos pequeñas cantidades de un 
ácido o de una base? Veamos el siguiente esquema:
 El equilibrio ácido-base es importante 
en todos los sistemas vivos, tanto 
acuáticos como terrestres, ya que 
permite mantener los rangos de pH 
adecuados para que se lleven a cabo 
los diversos procesos biológicos.
CH
3
COOH H
3
 OO– H
3
 OO– H
3
 OOH
Disolución amortiguadora 
en equilibrio Disolución amortiguadora + ácido
Disolución 
amortiguadora + base
 H
3
 OO– H
3
 OOH
H
3
O+OH–
CH
3
COOH(ac) + OH–(ac) CH
3
COO–(ac) + H
2
O(ℓ) CH
3
COO–(ac) + H
3
O+(ac) CH
3
COOH(ac)
Al agregar una base, disminuye la concentración 
del ácido HA(CH
3
COOH) y aumenta levemente 
la concentración de A–(CH
3
COO–), pero la 
concentración de H
3
O+ en el nuevo punto de 
equilibrio es casi la misma y no ocurre un cambio 
significativo de pH.
Al añadir un ácido, el resultado neto es que 
se incrementa un poco la concentración del 
HA (CH
3
COOH), casi sin cambiar el pH de la 
disolución. Estedesplazamiento del equilibrio 
es el llamado efecto del ion común.
Como puedes ver, el ácido y la base del amortiguador no se consumen, sino que su 
composición se mantiene en equilibrio frente a la adición de especies que contengan un ion 
común, tal como lo predice el principio de Le Châtelier. El equilibrio continuará si existe una 
reserva de contraion y si la cantidad de ácido o base adicionada es pequeña.
Existe un límite en cuanto a la cantidad de ácido o base que puede agregarse a una disolución 
amortiguadora: mientras más concentrada sea en ácido débil y en la sal formada con la base 
conjugada del ácido, mayor será la capacidad amortiguadora.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 42
 3 4
El pH de una disolución amortiguadora
Para calcular el pH de una disolución amortiguadora debemos volver a la disociación de un 
ácido débil y a la expresión de su constante de equilibrio: 
HA(ac) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + A–(ac) ; K =
[H O ][A ]
[HA]a
+ -
3
Si consideramos ahora que las concentraciones iniciales del ácido débil HA es C
a
 y la de 
la sal de su base conjugada es C
b
, podemos usar la siguiente aproximación: considerar 
las concentraciones del ácido y de la base en el equilibrio como las iniciales C
a
 y C
b
, 
respectivamente, y entonces tenemos que:
K =
[H O ]C
Ca
+
b
a
3
Luego, despejando la concentración de H
3
O+, tenemos que: 
⋅
[H O ]=
C K
C
+ a a
b
3
y aplicando –log a la ecuación anterior, nos queda: 
–log [H
3
O+] = –log K
a
 + log C
b
/C
a
, que es igual a:
+pH = pK log
C
Ca
b
a
Esta expresión se conoce como la ecuación de Henderson-Hasselbalch y nos permite 
obtener el pH de la disolución amortiguadora.
De este modo, el pOH de una disolución amortiguadora básica como NH
3
/NH
4
+ será:
+pOH = pK log
C
Cb
a
b
Para que las disoluciones amortiguadoras regulen bien el pH, las concentraciones de 
los ácidos y de las bases conjugadas deben ser bastante mayores comparadas con la 
concentración del ion H
3
O+ o de la base que deben remover. Como se observa en las 
expresiones de pH, si las concentraciones de C
a
 y C
b
 son iguales, el pH de la disolución 
amortiguadora será igual a pK
a
.
A continuación, te entregamos una serie de actividades para que apliques y refuerces tus 
conocimientos acerca de las disoluciones amortiguadoras.
Amplian o
MEMORIA
Los amortiguadores resisten 
más eficazmente un cambio 
de pH en uno u otro sentido 
cuando las concentraciones de 
HA y A– son aproximadamente 
iguales. En estas condiciones, 
pH = pK
a
. Por esta razón, al 
escoger un amortiguador 
conviene elegir uno en que el 
pK
a
 del ácido débil sea cercano 
al pH deseado.
1. Explica lo que ocurre cuando a una disolución amortiguadora compuesta por NH
3
 y NH
4
+ 
se agrega:
a. NaOH
b. HCl
2. Una disolución compuesta por HCl y NaCl, ¿es una disolución amortiguadora? 
Fundamenta tu respuesta.
3. Explica en qué consiste el efecto del ion común.
4. “Una disolución amortiguadora cumple su función ante la adición de cualquier 
concentración de ácido o base”. ¿Es verdadera o falsa esta afirmación? Explica y 
fundamenta.
A ctividad propuesta
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 43
1. Calcula el pH de de una disolución amortiguadora que se preparó agregando 0,200 mol 
de ácido acético, CH
3
COOH, y 0,200 mol de acetato de sodio, CH
3
COONa, a agua destilada 
hasta completar un litro. La constante de acidez del ácido acético es K
a
 = 1,8·10–5.
Respuesta. Si la K
a
 del ácido acético es 1,8·10–5, el pK
a
 será:
pK
a
 = – log K
a
 = – log 1,8·10–5= 4,74.
Con la ecuación de Henderson–Hasselbalch: pH = pK
a
 + log C
b
/C
a
, y conociendo los valores 
de C
a
 = 0,200 mol/L y C
b
= 0,200 mol/L, podemos calcular el pH de la disolución:
pH = 4,74 + log 
0,200
0,200
 = 4,74 + log 1 = 4,74 + 0
pH = 4,74
2. ¿Cuánto variará el pH si a esta disolución anterior le agregamos 0,01 mol de HNO
3
?
Respuesta. Al añadir 0,0100 mol de ácido, la concentración tanto del acetato como del ácido 
variará. La concentración de la base conjugada Ac– disminuirá y la del ácido HAc aumentará.
HNO
3
(ac) H+(ac) + NO
3
–(ac)
CH
3
COO–(ac) + H
3
O+(ac) CH
3
COOH(ac) + H
2
O(ℓ)
 ara calcular el pH de la disolución, primero debemos conocer la cantidad de mol de cada 
reactante y producto. ara ello nos ayudaremos con una tabla:
CH
3
COO–(ac) + H
3
O+(ac) CH
3
COOH(ac) + H
2
O(ℓ)
Mol CH
3
COO– Mol CH
3
COOH
Inicial 0,200 0,200
Final 0,200 – 0,0100 0,200 + 0,0100
Al hacer estos cálculos no hemos considerado el aumento de volumen; suponemos que el 
volumen final es 1 L. or otra parte, la concentración final de la base es C
b
 = 0,190 mol/L y la 
del ácido es C
a
 = 0,210 mol/L. Así, el pH es:
pH = 4,74 + log 
0,190
0,210= 4,74 + log (9,04 ·10
–1) = 4,74 – 0,046 = 4,69
Entonces, el pH ha variado en forma despreciable de 4,74 a 4,69.
A ctividad modelada
1. Se tiene una disolución amortiguadora que contiene 0,11 mol de ácido acético y 0,15 mol de 
acetato de sodio en 1 L de agua destilada. Calcula el pH de la disolución amortiguadora:
a. Una vez preparada la disolución.
b. Después de agregarle 0,020 mol de KOH.
c. Después de añadirle 0,020 mol de HCl.
2. Analiza las siguientes imágenes y responde: ¿cuál de ellas representa a una disolución 
amortiguadora después de habérsele agregado un ácido fuerte? Considera que (1) es la 
disolución amortiguadora en equilibrio y que las alturas de las barras son equivalentes a 
las concentraciones del ácido, en rojo, y de la base, en naranjo, presentes en la disolución.
( ) A B C
A ctividad propuesta
 nidad 1 Reacciones ácido-base 44
 3 4
Disoluciones amortiguadoras de importancia biológica
Las disoluciones amortiguadoras del pH son importantes en bioquímica porque la estructura 
y la función de las moléculas biológicas son estables solo en un estrecho rango de pH. 
Las disoluciones amortiguadoras formadas por los iones H
2
 O
4
–/H O
4
2–, así como las 
formadas por el par H
2
CO
3
/HCO
3
–, son dos sistemas muy importantes en la bioquímica de 
los seres vivos. La primera de estas es un amortiguador efectivo del pH en el citoplasma de 
todas las células humanas y se encuentra además en el sistema amortiguador de la sangre. 
La reacción asociada es la siguiente:
H
2
PO
4
–(ac) H+(ac) + HPO
4
2–(ac)
Por su parte, el par H
2
CO
3
/HCO
3
– también se halla en la sangre, nivelando el pH. Sus 
reacciones en las células son las siguientes:
CO
2
(g) + H
2
O(ℓ) H
2
CO
3
(ac) 
H
2
CO
3
(ac) HCO
3
–(ac) + H
3
O+
El ácido carbónico, H
2
CO
3
, actúa como un ácido débil, mientras que ion bicarbonato HCO
3
– 
es la base conjugada de este ácido. El ácido carbónico se forma al disolverse el CO
2
(g) en 
agua y participa de este equilibrio reversible.
La concentración de CO
2
(g) en la sangre varía rápidamente con los cambios en la velocidad 
de respiración, por lo que, aunque este fenómeno produce pequeñas modificaciones de la 
concentración de H
3
O+, el pH en la sangre se mantiene prácticamente constante por los 
desplazamientos de los equilibrios en las reacciones anteriores.
En los organismos vivos, las proteínas son muy sensibles a los cambios de pH, ya que solo 
adquieren su forma plegada tridimensional en un estrecho rango de pH. Los aminoácidos, 
que forman parte de las proteínas, contienen en sus cadenas sitios ionizables. Estos son 
grupos funcionales que pueden actuar como ácidos débiles y bases débiles que dependen 
del pH. Así, si el pH cambia las fuerzas electroestáticas que mantienen la estructura de la 
proteína, estas también cambian.
La siguiente figura muestra la cadena lateral ionizada del aminoácido lisina:
HHH
H
H H
NN
N N
OO
+
El pK
a
 del grupo amina es aproximadamente 10,8, por lo que a pH menores, el ácido 
conjugado se encuentra protonado (–NH
3
+),
 
mientras que a pH mayores que pK
a
, el sitio en 
la cadena permanece no protonado (–NH
2
).
Otro ejemplo de la importancia de las disoluciones amortiguadoras de pH esla presencia 
de estas en los océanos. Se considera que la evolución de las especies se debió a la existencia 
del pH estable en sus aguas. En los océanos también participa el par ácido-base conjugado 
CO
3
2–/ HCO
3
–, manteniendo el pH alrededor de 8,2.
 Grupo amina en lisina. Si pH < pK
a
, el ácido 
conjugado se encuentra en su forma 
protonada NH
3
+ y si pH > pK
a
, se halla 
desprotonado, es decir, como NH
2
.
 Electroforesis de proteínas. a 
electroforesis es una técnica que 
permite separar las proteínas de una 
muestra y para ello utiliza disoluciones 
amortiguadoras que evitan la 
desnaturalización de estas al momento 
de llevar a cabo el procedimiento.
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 45
 en
s
a
m
ie
n
to
 
c
ie
n
tí
fi
c
o
Equilibrio ácido-base en la naturaleza: 
la lluvia ácida
Procesamiento e interpretación de datos 
y formulación de explicaciones.
Uno de los problemas ambientales más relevantes desde hace algunos años es el aumento 
en la acidez natural del agua de lluvia, ocasionado por algunos contaminantes atmosféricos. 
Veamos a continuación un ejemplo en el que se aprecia su efecto en la naturaleza y cómo se 
pudo resolver utilizando el conocimiento del equilibrio ácido-base.
En la Quinta Región existían grandes extensiones de tierras para uso agrícola, las que 
comenzaron, de forma paulatina, a disminuir su volumen de producción e inclusive 
a desaparecer. Los agricultores del lugar indicaron que las plantaciones mostraban un 
crecimiento anormal y una constante exfoliación de sus hojas. Dado este problema, 
las autoridades tomaron parte en el asunto e iniciaron una investigación que incluyó la 
medición del pH de los suelos, del pH del agua de lluvia y de las emisiones de las industrias.
Los primeros resultados indicaron que existía una mayor acidez del suelo y una disminución 
del pH del agua de lluvia, cuyos valores fluctuaban entre 3,9 y 4,5. Este aumento en la acidez 
del agua de lluvia se considera un factor importante en la acidez del suelo, ya que esta agua 
participa en la disolución de los minerales y nutrientes que existen en él. Pero ¿cómo se 
incrementó la acidez del agua de lluvia?
Este problema de investigación se trató de resolver con la búsqueda de explicaciones en los 
conocimientos sobre el tema. Veamos los antecedentes. Se sabía que el agua de lluvia posee 
un pH igual a 5,65. Este valor viene dado por el equilibrio ácido-base que existe entre el CO
2
 
gaseoso disuelto y el agua lluvia que hay en la troposfera, lo que genera un aumento en la 
concentración de H
3
O+. Las reacciones involucradas en este equilibrio son las siguientes:
CO
2
(ac) + H
2
O(ℓ) H
2
CO
3
(ac)
H
2
CO
3
(ac) HCO
3
–(ac) + H
3
O+(ac)
Por otra parte, también se sabe que la presencia de SO
2
 puede disminuir el pH debido a que 
también se incrementa la concentración de H
3
O+ como consecuencia de su reacción con 
moléculas radicales que se encuentran en la atmósfera. El SO
2
 está presente de forma natural 
en la atmósfera en bajas concentraciones, principalmente en zonas volcánicas o afectadas 
por incendios forestales. El SO
2
 atmosférico se puede oxidar a SO
3
 a través de varias rutas 
diferentes. Una de ellas es la siguiente:
SO
2
(g) + HO∙ HSO
3
∙
HSO
3
∙ + O
2
(g) SO
3
(g) + HO
2
∙
SO
3
(g) + H
2
O(ℓ) H
2
SO
4
(ac)
H
2
SO
4
(ac) + H
2
O(ℓ) HCO
4
–(ac) + H
3
O+(ac)
Esta información permitió plantear como hipótesis que las concentraciones de CO
2
 y SO
2
 
influyen en la acidez del agua de lluvia; por lo tanto, se debía observar la variación de la 
cantidad de estos gases en la zona para comprobar si esa era la raíz del problema.
De este modo, se realizó un seguimiento a la variación de las concentraciones de los gases 
mencionados por un período de ocho años. Los resultados respecto de la cantidad de CO
2
 en 
la zona indicaron un aumento de su concentración en ese lapso, pero los valores registrados 
no explicaban por sí solos el incremento de acidez. Sin embargo, las cantidades registradas 
de SO
2
 sí lo hacían.
 echugas afectadas por la acidez de 
la lluvia.
 Estación de monitoreo de gases. Este 
aparato mide de forma constante la 
concentración de los contaminantes 
atmosféricos en determinadas zonas.
 nidad 1 Reacciones ácido-base 46
1 2 4 5
¿Qué información arrojó el análisis de los niveles de SO
2
? Demostró que se expulsaron altos 
niveles de SO
2
 a la atmósfera durante el período del estudio, cuyos valores estaban muy por 
sobre la norma actual permitida, que corresponde a 80 ppb (ver yuda). El siguiente gráfico 
muestra los resultados:
800
700
600
500
400
300
200
100
0
 1993
 1994
 1995
 1996
 1997
 1998
 1999
 2000
en
er
o
feb
re
ro
m
ar
zo
m
ay
o
jun
io
jul
io
ag
os
to
se
pt
iem
br
e
no
vie
m
br
e
oc
tu
br
e
dic
iem
br
e
ab
ril
 Emisión de SO
2
 captada por estación de monitoreo ambiental. os valores corresponden al promedio 
mensual y se encuentran en partes por billón, μg –1. Fuente: http://sinca.mma.gob.cl/index.php/
Ahora, faltaba determinar el origen de esta contaminación. Esto se resolvió al analizar las 
industrias presentes en la zona. Entre el conjunto de industrias fiscalizadas se encontraba una 
refinería de cobre en la que se procesaba el concentrado mediante un método de refinado a 
fuego. Los humos expelidos en este proceso eran liberados sin tratamiento previo y estaban 
cargados de SO
2
. Esto, debido a que el concentrado proviene de minerales sulfurados.
Finalmente, con los datos recolectados, se concluyó que:
 el daño a las cosechas estaba relacionado con el aumento en la acidez del agua de lluvia.
 esta lluvia ácida se vinculaba directamente con la cantidad de SO
2
 registrada en la zona.
 el incremento de SO
2
 se producía debido a las emisiones provocadas por el refinamiento 
de minerales sulfurados.
Por último, se estableció un programa de descontaminación para disminuir la emisión de 
este gas y, además, la realización de un programa de recuperación de los terrenos dañados 
por la lluvia ácida.
Año
 Chimenea de refinería de cobre. El SO
2
 
es expulsado al ambiente como parte 
del humo producido en el proceso 
pirometalúrgico del mineral.
 Emisión de SO
2
 (ppb), luego de implementar plan de descontaminación. 
Fuente: http://sinca.mma.gob.cl/index.php/
1. Destaca en estas páginas las palabras o frases que aludan 
al procesamiento e interpretación de datos y elaboración de 
conclusiones.
2. Analiza el texto y responde: ¿Cómo se llega a la idea de que el origen 
de la lluvia ácida se debe al aumento de concentración de SO
2
?
3. El gráfico adjunto corresponde a la misma estación de monitoreo 
del texto. Establece las similitudes y diferencias que puedes 
destacar al comparar ambos gráficos.
4. ¿Existe alguna relación entre los períodos de mayor emisión y las 
estaciones del año respecto de la cantidad de lluvia ácida en el 
gráfico adjunto? Fundamenta.
A ctividad propuesta
250
200
150
100
50
0
 
 2001
 2002
 2003
 2004
 2005
 2006
 2007
 2008
 2009
 2010
 2011
en
er
o
feb
re
ro
m
ar
zo
m
ay
o
jun
io
jul
io
ag
os
to
se
pt
iem
br
e
no
vie
m
br
e
oc
tu
br
e
dic
iem
br
e
ab
ril
La unidad ppb, partes 
por billón, corresponde a 
la concentración de una 
disolución en la que el soluto 
se encuentra en una relación 
de 1:109 de la disolución; esto 
es aproximadamente igual 
a los microgramos de soluto 
en un litro de disolución para 
disoluciones acuosas.
AYUDA
ppb/µg –1
ppb/µg –1 Año
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 47
 stor al 
Síntes s
Utiliza este resumen de los contenidos para elaborar tu propio organizador conceptual.
Reacciones de neutralización y valoraciones ácido-base
 Los iones H
3
O+ del ácido y OH– de la base se neutralizan mutuamente para formar 
agua y una sal.
 Valoración ácido-base: técnica volumétrica que determina la concentración de un 
ácido o una base mediante una reacción de neutralización.
 unto de equivalencia:punto en el que se da una relación estequiométrica entre el 
ácido y la base. 
Págs. 36 a 47
El pH y el pOH
 pH: logaritmo negativo en base 10 de la concentración de H
3
O+.
 pOH: logaritmo negativo en base 10 de la concentración de OH–.
 pH ácidos y bases débiles, respectivamente: pH = ½ pK
a
 – ½ log C
a
; 
pH = 14 – ½ pK
b
 + ½ log C
b
.
Págs. 28 a 33
Teorías ácido-base
Arrhenius:
 Ácido: sustancia que en agua se disocia y libera iones hidrógeno, H+.
 Base: sustancia que en agua genera iones hidroxilo, OH–.
 Reacción de neutralización: reacción entre un ácido y una base para dar agua más 
una sal.
 Autoionización del agua: proceso en el que dos moléculas de agua interactúan para 
producir un ion hidronio, H
3
O+, y un ion hidroxilo, OH–. Este proceso está gobernado 
por la constante K
w
.
Brönsted y Lowry:
 Ácido: sustancia capaz de ceder uno o más protones.
 Base: sustancia que puede aceptar uno o más protones.
 Si un ácido libera protones, se forma la base conjugada del ácido. Si una base 
capta protones, se forma un ácido conjugado de la base.
 Ácidos y bases fuertes: se disocian completamente en agua.
 Ácidos y bases débiles: se ionizan parcialmente en agua.
 Fuerza relativa de ácidos y bases débiles: se expresa a través de la constante de 
equilibrio K
a
 y K
b
, respectivamente. K
a 
·
 
K
b
 = K
w
.
Lewis:
 Ácido: ion o molécula que puede aceptar un par de electrones.
 Base: cualquier especie capaz de donar un par de electrones.
 Reacción de neutralización: se comparte el par de electrones entre la base y el ácido 
formando un enlace covalente coordinado.
Págs. 14 a 25
 
Al
 
H
2
O
H
2
O
H
2
O
H
2
O
OH
2
OH
2
Complejo 
hexahidratado
 O
H
Al3+
H
Base de ewis
Ácido de ewis
Ácidos
HCl → H+ + Cl– Ácido clorhídrico
H
2
SO
4
 → 2 H+ + SO
4
2– Ácido sulfúrico
 nidad 1 Reacciones ácido-base 48
 rg ndo disco 
Model miento de pregunt PSU 2 43
Te invitamos a analizar el siguiente ejemplo de pregunta PSU. Luego, compara tus respuestas con el análisis de las alternativas que se 
encuentran más abajo.
Dadas las siguientes reacciones químicas:
I. HCl(g) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + Cl–(ac)
II. CH
3
COONa(s) + H
2
O(ℓ) CH
3
COOH(ac) + OH–(ac) + Na+(ac)
III. NH
4
Cl(s) + H
2
O(ℓ) H
3
O+(ac) + NH
3
(ac) + Cl–(ac)
IV. CH
3
CH
2
OH(ℓ) + H
2
O(ℓ) CH
3
CH
2
OH(ℓ) + H
2
O(ℓ) 
Si se considera la teoría ácido-base de Brönsted y Lowry, ¿en cuál o cuáles de las reacciones anteriores el agua 
se comporta como base?
Elige la alternativa correcta:
A. Solo I
B. Solo II
C. Solo IV
D. I y III 
E. II y IV
A continuación, analicemos las alternativas:
A. Incorrecta. En la reacción I, el agua actúa como base de 
Brönsted y Lowry al captar iones H+ y generar iones H
3
O+; 
esto también ocurre en la reacción III. Por lo tanto, cumple 
solo parcialmente.
B. Incorrecta. En la reacción II, el agua actúa como ácido, ya 
que al disolver el CH
3
COONa en la disolución acuosa, cede 
un H+ al ion CH
3
COO–, con lo que genera un ion OH– y la 
molécula de CH
3
COOH, que es un ácido débil.
C. Incorrecta. La reacción IV no es una reacción ácido-base, 
puesto que el etanol no es un ácido. Esta ecuación corresponde 
a la formación de una mezcla homogénea de alcohol y agua.
D. Correcta. En ambas reacciones, el agua actúa como base 
de Brönsted y Lowry, porque capta iones H+ y genera 
iones H
3
O+.
E. Incorrecta. En ningunas de estas reacciones aparece H
3
O+ 
como producto, condición que se debe cumplir para que el 
agua actúe como base según Brönsted y Lowry.
Entonces, la alternativa correcta es D.
 B C D E
1
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 49
 rificando disco 
Evaluación final
I. Marca la alternativa que consideres correcta.
1. Tienes dos ácidos HX y HY que no se disocian 
totalmente en agua. ¿Qué es correcto inferir si el ácido 
HX es más fuerte que HY?
A. HY presenta menor concentración de iones H
3
O+ 
en disolución.
B. La base conjugada Y– es más fuerte que la base 
conjugada X–.
C. La constante de acidez K
a
 de HX es mayor que la de 
HY.
D. El porcentaje de disociación de HX es mayor que el 
de HY.
E. Todas son correctas.
2. ¿En cuál de las siguientes disoluciones hay mayor 
concentración de iones H
3
O+?
A. Base débil 0,1 mol L–1.
B. Ácido débil 0,1 mol L–1.
C. Ácido fuerte 0,01 mol L–1.
D. Ácido fuerte 0,1 mol L–1.
E. Base fuerte 1 mol L–1.
3. Si se comparan el pH de una disolución de HCl 
con el de una disolución de CH
3
COOH, ¿qué es 
correcto afirmar si ambas disoluciones poseen igual 
concentración?
I. La disolución de HCl presenta mayor [H
3
O+] 
que la de CH
3
COOH.
II. La disolución HCl tiene menor pH que la de 
CH
3
COOH.
III. La disolución de HCl posee mayor pH que la de 
CH
3
COOH.
IV. El HCl es un ácido fuerte y el CH
3
COOH es un 
ácido débil.
A. Solo I y III
B. Solo III y IV
C. Solo II y IV
D. Solo I, II y IV
E. I, II, III y IV
4. ¿Cómo se comporta un anfótero?
A. Como base o ácido.
B. Igual que un ácido débil.
C. Como una base fuerte
D. Igual que una base débil.
E. Como un ácido fuerte.
5. ¿Cuándo es correcto decir que una disolución es 
neutra?
I. Si su pH = 7.
II. Si la suma de su pH y su pOH es 14.
III. Si la concentración de OH– es 1·10–7.
IV. Si la concentración de H
3
O+ es igual a la con-
centración de OH–.
A. Solo I
B. Solo III
C. Solo II y IV
D. Solo I, III y IV
E. I, II, III y IV
6. ¿En cuál de las siguientes situaciones es correcto 
afirmar que una disolución es básica?
I. Cuando [OH–] > [H
3
O+]
II. Si el pH > 7
III. pH + pOH = 14
A. Solo I
B. Solo II
C. Solo I y II
D. Solo II y III
E. I, II y III
7. En el laboratorio, un alumno midió el pH de 
tres disoluciones acuosas y obtuvo los siguientes 
resultados:
I. Disolución 1 pH = 10
II. Disolución 2 pH = 6
III. Disolución 3 pH = 8
¿Cuál o cuáles de ellas son disoluciones ácidas?
A. Solo I
B. Solo II
C. Solo III
D. Solo I y II
E. Solo II y III
8. ¿Cuál es el pOH de una disolución que tiene 
1,48·10–3 mol L–1 del ion hidronio?
A. 2,74
B. 2,83
C. 5,57
D. 8,17
E. 11,2
 nidad 1 Reacciones ácido-base 50
 43
9. ¿Cómo será el pH de una disolución acuosa de un 
ácido débil de concentración 1·10–2 mol L–1?
A. Menor que 2.
B. Mayor que 2.
C. Alcalino.
D. Neutro.
E. Mayor que 12.
10. ¿Qué tipo de disolución es aquella que tiene un pOH 
de 9,3?
A. Alcalina.
B. Anfótera.
C. Ácida.
D. Básica.
E. Neutra.
11. Una disolución presenta pH = 7. Al agregar un 
reactivo, el pH cambió a 5. ¿Qué tipo de reactivo 
lograría este cambio?
I. Un ácido
II. Una base
III. Agua
A. Solo I
B. Solo II
C. Solo III
D. Solo I y III
E. Solo II y III
12. Una disolución 0,050 mol L–1 de ácido cianhídrico, 
HCN, tiene un pH de 5,4 a 25 ºC. ¿Cuál es el valor de 
K
a
 de este ácido?
A. 1,58 · 10–11
B. 3,16 · 10–10
C. 1,26 · 10–16
D. 7,96 · 10–5
E. 1,99 · 10–7
13. ¿Cuál es la concentración de H
3
O+ de una disolución 
acuosa de NH
3
 0,5 mol L–1 si su K
b
 = 1,8·10–5?
A. 3,00 · 10–3
B. 9,00 · 10–6
C. 1,11 · 10–9
D. 1,67 · 10–12
E. 3,33 · 10–12
14. ¿Cuál es el pH de la disolución resultante al hacer 
reaccionar un ácido fuerte con una base fuerte en 
forma estequiométrica?
A. Mayor que 7.
B. Menor que 7.
C. Igual a 7.
D. Igual a 14.
E. Igual a 0.
15. ¿Cuál será la concentración de un ácido si 500 mL de 
este reaccionan con 10 g de hidróxido de sodio para 
formar una sal de sodio? Dato: la masa molecular de 
NaOH es 40 g mol–1.
A. 0,5 mol L–1
B. 0,8 mol L–1
C. 0,25 mol L–1
D. 0,34 mol L–1
E. 0,1 mol L–1
16. Una muestra de 0,275 g de NaOH (40 g mol–1) fue 
neutralizada con 35,4 mL de ácido clorhídrico ¿Cuál 
es la concentración del ácido?
A. 0,003 mol L–1
B. 0,60 mol L–1
C. 0,19 mol L–1
D. 0,30 mol L–1
E. 0,007 mol L–1
17. ¿Cuál es el efecto de una disolución amortiguadora?
A. El pH cambia rápidamente con la adición de un 
ácido.
B. El pH no cambia en absoluto con la adición de una 
base.
C. El pH cambia solo al agregar un indicador depH.
D. El pH cambia cuando se añade una base fuerte.
E. Produce resistencia a los cambios de pH.
18. ¿Qué par de reactivos forman una disolución 
amortiguadora?
A. HCl y ion Cl–.
B. NaCl y NaOH.
C. Ion SO
4
2– y ion SO
3
2–.
D. CH
3
COOH y CH
3
COONa.
E. HNO
3
 y HCl.
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 5 
 valuación final - Pensamiento científico
II. Analiza la siguiente situación procedimental y luego responde.
Un grupo de estudiantes sabía que el grado de acidez de un vinagre corresponde al 
porcentaje en masa de ácido acético y decidió determinarlo en un vinagre blanco 
comercial. Para ello, se resolvió titular unas muestras del vinagre con hidróxido de sodio 
estandarizado usando una disolución de fenolftaleína como indicador del punto final de la 
titulación. Los materiales que utilizaron se describen al costado de esta página. 
Diseñaron su experimento en función de los materiales que disponían y de su experiencia 
previa en titulación. Así, el procedimiento consistió en tomar tres matraces Erlenmeyer y 
añadirles vinagre en la siguiente proporción: muestra A con 5 mL, muestra B con 10 mL y 
muestra C con 15 mL.
Agregaron algo de agua a cada matraz para diluir y obtener más volumen, y añadieron 
gotas de la disolución del indicador. Por otra parte, llenaron la bureta con disolución 
de NaOH 0,25 mol/L estándar y comenzaron a titular la primera muestra agregando 
lentamente porciones de la disolución de NaOH desde la bureta, agitando al mismo 
tiempo el matraz hasta alcanzar un tinte permanente rosado de la disolución, es decir, el 
punto final.
Repitieron el procedimiento anterior con las otras dos muestras y registraron la 
información en la siguiente tabla:
mL vinagre mL NaOH 0,25 mol/L añadidos
1ª titulación: 5 m 13,2
2ª titulación: 10 m 26,6
3ª titulación: 15 m 40,0
Con estos resultados te invitamos a calcular el grado de acidez del vinagre. Para ello, 
considera que la densidad del vinagre es aproximadamente la del agua 
(1 g/mL). Si conoces los mol de ácido acético, puedes calcular los gramos que hay en cada 
una de las muestras y luego determinar el porcentaje de ácido acético del vinagre. La masa 
molecular del CH
3
COOH la puedes calcular con ayuda de la Tabla periódica adjunta en tu 
texto.
A continuación, completa la siguiente tabla y responde las preguntas:
mL vinagre Mol ácido acético
Gramos ácido 
acético
Grado de acidez 
vinagre
1ª titulación: 5 m 
2ª titulación: 10 m 
3ª titulación: 15 m 
1. ¿Cuál es el valor promedio del grado de acidez del vinagre?
2. ¿Crees que el hecho de agregar agua al matraz y diluir la disolución influyó de algún 
modo en el resultado de esta titulación? ¿Habrías podido calcular el pH en el punto 
de equivalencia? Explica tu respuesta.
3. El grado de acidez del vinagre que obtuviste, ¿coincide con el que aparece en la 
etiqueta? Si no es así, ¿cuál es el porcentaje de error que se cometió en la titulación? 
¿A qué puede deberse?
– Una bureta de 50 m .
– Soporte y pinza para la bureta.
– Tres matraces Erlenmeyer de 
250 m . 
– Una pipeta total de 5 y 10 m . 
– Un vaso de precipitado. 
– Pisceta con agua destilada. 
– Disolución de fenolftaleína 
0,1% en etanol. 
– Vinagre de vino blanco o 
manzana. 
– Disolución de NaOH 0,25 mol/ .
 ateriales y reactivos
 nidad 1 Reacciones ácido-base 52
 rrar s sión 
 2 43
I. Revisa tus respuestas de alternativas.
Pregunta Contenido evaluado Habilidad Clave
Mi revisión Logro 
alcanzadoCorrectas Incorrectas Omitidas
1 Fuerza disoluciones 
ácido-base
Comprender
4
2 Comprender
3 Comprender
4 Recordar
5 Determinación de pH y 
constante de equilibrio
Comprender
9
6 Comprender
7 Recordar
8 Aplicar
9 Comprender
10 Aplicar
11 Recordar
12 Aplicar
13 Aplicar
14 Neutralización y 
disoluciones uffer
Comprender
5
15 Aplicar
16 Aplicar
17 Recordar
18 Recordar
II. Revisa los criterios que se deben considerar para la respuesta correcta de la situación procedimental.
Etapas del método científico Criterios respuesta correcta
Elaboración de conclusiones
Determina el porcentaje de acidez de la muestra. Relaciona la concentración del estándar con la 
cantidad de ácido en la muestra. Efectúa el proceso de titulación de forma correcta. Reconoce errores 
al desarrollar la práctica y plantea soluciones a estos. Infiere, a partir de lo realizado, un método para 
determinar el punto final de la titulación. Desarrolla conclusiones que justifican, a partir de lo visto, la 
necesidad de reconocer a la titulación como una técnica cuantitativa de análisis.
Anota el nivel de logro de tus aprendizajes de la Unidad según la categoría de desempeño dada: 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 
3. Logrado.
 Comprendí que existen compuestos que se comportan como ácidos o bases y las teorías que explican su comportamiento.
 Determiné [OH–] y [H
3
O+] a partir de la ecuación de disociación del agua, K
w
, el pH de diversas disoluciones ácido-base.
 Elaboré conclusiones pertinentes para una situación experimental y respondí la hipótesis que se elaboró al reconocer y relacionar las 
variables en estudio.
Mi ESTADO
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 53
 eacciones de 
óxido-reducción
Unidad
 
 
 A
C D ENÚ e inicio
¿Qué aprenderás? ¿Para qué? ¿Dónde? 
 a formulación de distintas etapas del 
método científico
Identificar algunas etapas del método científico, como el planteamiento 
del problema, la elaboración de las conclusiones y la interpretación de los 
resultados, para desarrollar así habilidades de pensamiento científico.
Páginas 56, 57, 76, 
77 y 98.
 as reacciones de óxido-reducción y el 
equilibrio de sus ecuaciones
Comprender que las reacciones de óxido-reducción se caracterizan por la 
transferencia de los electrones entre los reactantes y aprender a equilibrar 
ecuaciones de óxido-reducción a través del método de ion electrón tanto en 
medio ácido como en medio básico. 
Páginas 58 a 67
Potenciales redox Comprender que el potencial redox representa la fuerza que posee una 
especie química para experimentar una oxidación o una reducción.
Páginas 68 a 71 
Ecuación de Nernst Entender que los potenciales de electrodos en condiciones no estándares se 
pueden calcular mediante la ecuación de Nernst.
Páginas 72 a 75
Celdas electroquímicas Distinguir entre las celdas voltaicas, las que generan una corriente eléctrica 
debido a una reacción redox espontánea, y las celdas electrolíticas, en las 
que se aplica una corriente eléctrica para producir una reacción química no 
espontánea. Conocer, además, sus importantes aplicaciones, como pilas, 
baterías, electroobtención y electrorrecubrimiento de metales.
Páginas 80 a 89
Corrosión Reconocer que la corrosión de metales es un proceso electroquímico natural y 
que hay formas de proteger de este fenómeno a los metales.
Páginas 90 a 93
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 4
A
B
R
IR
 s
e
si
ó
n
21 43
nuevoexplorando.edicionessm.cl ¿Cómo funciona el vehículo que observamos? ¿Cómo se transforma el 
combustible en energía?
 ¿Qué es el cobre electrolítico? ¿Cómo se produce?
¿Has pensado qué tienen en común la combustión 
de la gasolina en los motores de los automóviles, la 
fotosíntesis, la corrosión de algunos metales frente a la 
humedad y el funcionamiento de las pilas y baterías? En 
todos estos procesos se pueden reconocer reacciones de 
óxido-reducción. 
Cada vez que se enciende el motor de un automóvil, una 
calculadora o un teléfono celular o se observa la hora en 
un reloj digital, se está haciendo uso de reacciones de 
óxido-reducción que ocurren en el interior de una batería 
donde se emplea la energía de estas reacciones para 
producir corriente eléctrica.
Observa todas las imágenes de estas páginas, que están 
relacionadas con los efectos de la oxidación de metales 
y la utilización de la energía que producen las reacciones 
de óxido-reducción. Responde las preguntas.
1. ¿Cómo se forma la herrumbre en los metales? 
2. ¿Cómo se genera la energía eléctricade las pilas? 
¿Qué tipos de pilas conoces?
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 
 icializa do 
Evaluació i icial - Pe samie to cie tífico
Te invitamos a realizar la siguiente actividad experimental, que te permitirá desarrollar las 
distintas etapas del método científico. En esta ocasión estudiarás la reactividad de algunos 
metales expuestos a sustancias como el agua y el ácido clorhídrico, HCl.
Recuerda que la mayoría de los metales alcalinos y los alcalinos térreos, grupo 1 y grupo 2, 
respectivamente, en la Tabla periódica, reaccionan violentamente con el agua y algunos ácidos 
a temperatura ambiente. Como producto de la reacción, se desprende hidrógeno.
 lanteamiento del problema 
Con los antecedentes entregados, te invitamos a proponer la pregunta de investigación.
Formulación de hipótesis 
La hipótesis propuesta para este caso es la siguiente:
 i bien la mayoría de los metales tienden a ceder electrones, existe una relación entre su 
estructura electrónica y la reactividad frente a sustancias como el agua y los ácidos.
Diseño experimental 
Utilizando los materiales y reactivos que se muestran al costado de esta página, te invitamos 
a realizar los siguientes procedimientos:
 rocedimiento 1: reacción del sodio metálico frente al agua
Solicita a tu profesor o profesora cortar 
con un cuchillo un trozo muy pequeño 
de sodio metálico sobre un plato, y 
deposítalo cuidadosamente empleando 
una espátula, en un vaso de precipitado 
de 250 mL con 80 mL de agua destilada. 
Identifica uno de los productos de la 
reacción, agregando cinco gotas de la 
disolución de fenolftaleína al 1 %. Registra 
tus observaciones. dvertencia.
etapas del método científico
1. Planteamiento del problema.
2. Formulación de hipótesis.
3. Procedimiento experimental.
4. Obtención de resultados.
 . Interpretación de resultados.
6. Elaboración de conclusiones.
mateRiales y Reactivos
- Sodio metálico, Na.
- ámina de cinc, Zn.
- Cinta de magnesio, Mg.
- ámina de aluminio, Al.
- ámina de cobre, Cu.
- imaduras de hierro, Fe.
- ámina de plata, Ag (Optativo).
- Disolución de ácido 
clorhídrico, HCl, 2 mol –1.
- Disolución de fenolftaleína en 
etanol al 1%.
- Gradilla.
- 12 tubos de ensayos.
- Vaso de precipitado de 250 m .
- Pipeta parcial de 5 o 10 m .
- Cuchillo.
- Espátula.
- Plato de porcelana.
- Guantes.
- Gafas protectoras.
- Agua destilada.
 ADvertenCiA
Se sugiere al docente realizar en 
forma demostrativa la reacción 
entre el sodio metálico y el 
agua, debido a que es altamente 
violenta y muy exotérmica. Utilicen 
guantes para evitar el contacto 
del metal con la piel y gafas 
protectoras durante el desarrollo 
del experimento.
 rocedimiento 2: reacción de algunos metales frente al agua 
y al ácido clorhídrico
1. Toma seis tubos de ensayos previamente rotulados, y deposita en cada uno de ellos un 
trozo del metal correspondiente. Agrega 10 mL de agua destilada a cada tubo. Registra 
los cambios observados.
2. Repite el procedimiento anterior, añadiendo 10 mL de la disolución de HCl 2 mol L-1 en 
vez de agua. Registra los cambios observados.
 Reacción de sodio en agua. El color se debe a la presencia 
de fenolftaleína y al aumento de pH de la disolución.
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 6
 43
Obtención de resultados
Procedimiento 1: Completa la siguiente tabla según tus observaciones.
Observación Sí No Otras observaciones
Reacción violenta
Cambio de color
Produce gas
Aumenta temperatura 
Disminuye temperatura
Se forma un sólido
Procedimiento 2: Una vez realizada la experiencia, traspasa tus observaciones y resultados 
a la siguiente tabla:
Observaciones
Metal eacción frente al H
2
O eacción frente al HCl 2 mol L-1
Aluminio, Al
Hierro, Fe
Plata, Ag
Cinc, Zn 
Magnesio, Mg
Cobre, Cu
Interpretación de resultados
A partir de tus observaciones efectúa las actividades y responde las preguntas:
a. Describe la reacción entre el sodio metálico y el agua. Escribe la ecuación correspondiente. 
¿Qué producto de la reacción identificaste por la acción de la disolución de fenolftaleína?
b. ¿Qué metales se comportaron en forma similar al sodio frente al agua?
c. Escribe las ecuaciones químicas balanceadas para las reacciones realizadas entre los 
metales y el ácido clorhídrico.
d. ¿Cuántos electrones cedieron los metales en cada caso? ¿Qué iones en disolución captaron 
estos electrones?
e. ¿Cómo se denominan las reacciones donde los reactantes intercambian electrones?
f. ¿Cómo crees que reaccionará el sodio frente a la disolución de ácido clorhídrico? Explica.
Elaboración de conclusiones 
a. Ordena en forma decreciente los metales estudiados en la actividad, de acuerdo a su 
reactividad química frente al ácido clorhídrico. 
b. ¿Cuál es la ubicación del sodio en la serie propuesta? Justifica.
c. Respecto de los resultados observados, ¿qué metales seleccionarías para la confección de 
joyas u objetos de decoración?, ¿por qué?
d. ¿Qué medidas de seguridad se deben considerar para la conservación del sodio en los 
laboratorios? Fundamenta.
En esta actividad:
 ¿Identifiqué el problema de 
investigación apropiado para 
esta experiencia?
 ¿Comprendí las ideas 
principales de lo que se 
estudió?
 ¿Establecí una relación 
entre los datos de las 
tablas, las ideas principales 
de esta experiencia y mis 
conocimientos previos?
Mi eStADO
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 7
Reacciones redox y su importancia 
Las reacciones de óxido reducción, también conocidas como redox, tienen gran importancia 
no solo para la química, sino que también para la biología y la geología.
La combustión de la gasolina en los vehículos y del gas en los calefactores de nuestros 
hogares, la corriente eléctrica que entregan las baterías, los incendios forestales, la corrosión 
de los metales expuestos al aire húmedo, la producción y almacenamiento de energía en 
nuestro organismo, el proceso de la fotosíntesis, así como la oxidación de los metales en 
óxidos metálicos que forman parte de la corteza de nuestro planeta, son algunos ejemplos 
de reacciones de óxido-reducción que nos rodean o que ocurren en los organismos de los 
seres vivos.
En el lenguaje corriente, los términos oxidación y reducción se han empleado para 
caracterizar procesos en los que una sustancia aumenta o disminuye su contenido de 
oxígeno, respectivamente. Estos términos se han utilizado desde hace siglos, pues las 
primeras reacciones estudiadas de este tipo fueron las de oxidación de metales con oxígeno 
atmosférico para formar óxidos metálicos. Por ejemplo, cuando el calcio, Ca, se expone al 
aire, se oxida; la superficie brillante del metal desaparece, y se opaca por formación de óxido 
de calcio, CaO. Observa la reacción a continuación:
 2 Ca(s) + O
2
(g) 2 CaO(s)
Por otra parte, las civilizaciones antiguas producían metales al transformar los óxidos 
metálicos a metal, es decir, al reducir los minerales a metal. Por ejemplo, la mena de dióxido 
de estaño, SnO
2
, se reduce fácilmente a estaño metálico, Sn, al calentarlo con carbón, C. Su 
reacción es la siguiente:
SnO
2
(s) + 2 C(s) + calor Sn(s) + 2 CO(g)
 se reduce
En esta reacción, y según los conceptos expuestos, el SnO
2
(s) se reduce porque disminuye su 
contenido de oxígeno y el C(s) se oxida porque aumenta su contenido de oxígeno, o bien se 
transforma en monóxido de carbono, CO, un compuesto que contiene oxígeno.
 ctualmente se sabe que las reacciones de óxido-reducción se caracterizan porque en ellas 
ocurre una transferencia de electrones entre átomos, iones o moléculas de los reactantes. En 
esta sección abordaremos este enfoque, además del estudio de la electroquímica, rama de la 
química que se ocupa de la interconversión de energía química en eléctrica.
El comprender los principios que rigen las reacciones de óxido-reducción permite a los 
químicos utilizarlas en importantes aplicaciones, tales como la protección de la corrosión 
en los metales, la creación de baterías para generar electricidad, en procesosde electrólisis 
muy relevantes en la industria de la metalurgia y en la obtención de productos químicos.
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 8
 3 4
Las reacciones de óxido-reducción 
En la Unidad anterior estudiamos las reacciones ácido-base, una clase de reacciones de 
transferencia en que la partícula transferida es el protón. Las reacciones de óxido-reducción 
son también reacciones de transferencia cuya partícula transferida es uno o más electrones. 
Este tipo de reacciones se denominan también reacciones redox.
Como ya lo hemos mencionado, en la actualidad los procesos de oxidación y reducción se 
reconocen como fenómenos en los que tiene lugar una transferencia de electrones desde 
un reactivo dador a un reactivo aceptor. Los conceptos que los relacionan con el aumento 
o disminución del contenido de oxígeno de las especies son considerados casos particulares 
de nociones más generales. 
Según la concepción actual de los procesos redox, si un elemento o compuesto acepta 
electrones, se reduce porque disminuye la carga eléctrica real o aparente de un átomo del 
elemento o compuesto. Si un elemento o compuesto pierde o cede electrones, se oxida 
porque aumenta la carga real o aparente de un átomo del elemento o compuesto. De acuerdo 
a esto, puede inferirse que no es necesaria la presencia de oxígeno para que se produzca una 
reacción de oxidación o de reducción.
Analicemos la reacción para la formación de cloruro de sodio, NaCl, a partir de sodio 
metálico, Na, y cloro gaseoso, Cl
2
:
2 Na(s) + Cl
2
(g) 2 NaCl(s)
Tanto el Na como el Cl
2
, al igual que todas las sustancias en estado libre, es decir, 
aquellos elementos que en forma natural se encuentran sin combinar, contienen átomos 
neutros; en cambio, el NaCl está formado por iones Na+ y Cl–. Al reaccionar el Na y el 
Cl
2
 elementales, los átomos de Na ceden o pierden un electrón y forman iones Na+; por lo 
tanto, se oxidan y aumentan su carga desde 0 a +1. Los átomos de Cl, por su parte, aceptan 
o ganan un electrón y forman iones Cl–; por consiguiente, se reducen y disminuyen su carga 
desde 0 a –1. Observa el esquema al costado de esta página.
La oxidación y la reducción ocurren simultáneamente. No puede darse una sin la otra; cada 
electrón cedido por una especie es aceptado por otra. De ahí que no se hable de reacciones 
de oxidación y de reducción de forma independiente, sino que de reacciones de óxido-
reducción o redox.
Al estudiar una reacción redox se le considera como la suma de dos semirreacciones que 
representan los procesos de oxidación y de reducción en forma separada. Por ejemplo, las 
dos semirreacciones para la situación anterior son las siguientes:
2 Na(s) 2 Na+ + 2 e– Oxidación de sodio
Cl
2
(g) + 2 e– 2 Cl– Reducción de cloro
2 Na(s) + Cl
2
(g) 2 Na+ + 2 Cl– Reacción final
En estas semireacciones, el número de electrones cedidos debe ser igual al número de 
electrones captados, por lo que la primera semirreacción se ha multiplicado por dos. 
Aunque los átomos y/o iones ganen o pierdan electrones, en la reacción final balanceada 
estos no aparecen.
 Observa la transferencia de electrones 
en cada especie química que participa 
en esta reacción.
Cl
2
2 Cl–
2 Na
2 Na+
e–
e–
Se oxida y 
pierde e–
Se reduce y 
gana e–
Especie 
oxidada
Especie 
reducida
Esquema redox para NaCl
– 2
+ 2
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 9
El estado de oxidación
Para saber si ha ocurrido una reacción redox, necesitamos conocer lo que ha sucedido con 
los electrones en dicha reacción. Para ello se utiliza un número arbitrario, denominado 
estado de oxidación.
El estado de oxidación, EO, de un átomo es el grado de oxidación de este en una sustancia; 
es un número convencional que coincide con la carga que tendría el átomo si todos los 
enlaces del que forma parte fuesen iónicos (ver Ayuda). Se puede calcular siguiendo algunas 
reglas. Revisémoslas.
Reglas para calcular EO
1. El EO de los átomos de los elementos libres (Zn, Cl
2
, P
4
) es siempre cero.
2. El EO de un ion monoatómico es igual a su carga. Por ejemplo: EO de Na+ = +1; EO 
de S2– = –2; EO de Cu2+ = +2 y EO de Cl– = –1.
3. En un compuesto eléctricamente neutro, la suma de los EO de los átomos 
multiplicada por el correspondiente subíndice es cero. Si se trata de un ion, esta 
suma deber ser igual a la carga del ion. Ejemplos: H
2
O: 2(+1) + (–2) = 0 y SO
4
2–: 
(+6) + 4(–2) = –2.
4. El EO del átomo de hidrógeno en los compuestos es normalmente +1, excepto en los 
hidruros iónicos (LiH, NaH, etc.), donde es –1.
5. El EO del átomo de oxígeno en los compuestos es –2. Una excepción importante 
son los peróxidos, compuestos que contienen el ion O
2
2–(H
2
O
2
, Na
2
O
2
) en los que se 
asigna a cada oxígeno un EO de –1.
6. En una molécula o ion poliatómico se asigna el EO de los átomos según el número 
de electrones de valencia del átomo neutro y el número de electrones que le 
pertenecen al átomo en la estructura de Lewis de la molécula. Para calcular los EO se 
considera que los electrones compartidos en un enlace covalente pertenecen al átomo 
del elemento más electronegativo; los electrones de un enlace entre átomos iguales 
se dividen por dos, y los pares de electrones no compartidos pertenecen solamente 
al átomo con dichos electrones. 
Analicemos como ejemplo el caso del HCl gaseoso. Si consideramos que los electrones del 
enlace H–Cl son transferidos completamente al átomo de Cl por ser este elemento más 
electronegativo (regla 6) que el H, al átomo de Cl se le asigna un EO = –1, ya que pertenece 
al grupo 17 y quedaría con 8 electrones de valencia, esto es, con carga negativa = –1. Por su 
parte, al átomo de H, que ha entregado su electrón de valencia, se le asigna un EO = +1 y 
como la molécula es neutra, entonces queda: +1 + (–1) = 0.
La pérdida o ganancia de electrones de un átomo supone un cambio en su EO. Así, se puede 
redefinir oxidación y reducción de la siguiente manera:
 Oxidación es la pérdida de electrones en un átomo, lo que implica un aumento en 
su EO.
 Reducción es la ganancia de electrones en un átomo, lo que implica una disminución 
en su EO.
Así, las reacciones redox son aquellas en las que dos o más átomos de las especies de 
reaccionantes experimentan un cambio en sus EO.
 os estados de oxidación no 
corresponden a las cargas reales 
de los átomos de los elementos 
en el compuesto, excepto en el 
caso especial de las sustancias 
iónicas simples; por ejemplo: 
cloruro de potasio, KCl; hidruro 
de litio, iH; entre otros.
AYUDA
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 60
 3 4
A continuación, analizaremos cómo establecer el EO de los elementos.
1. Determina el estado de oxidación de cada elemento en el nitrato de sodio, NaNO
 
.
 Respuesta. l NaNO
3
 es una sustancia iónica, ya que está formada por un metal y no metales. 
Veamos el O de sus átomos:
- l ion sodio Na+ es monoatómico; por lo tanto, su O es = +1.
- l O del oxígeno en todos los compuestos, excepto en peróxidos, es –2.
- l O del nitrógeno en el ion NO
3
– se puede calcular utilizando la regla 3: NO
3
–: –1 = x + 3(–2); 
entonces, x = +5.
2. ¿Cuál será el estado de oxidación del manganeso en el ion permanganato, MnO
4
–?
 Respuesta. Como sabemos que el O de oxígeno es –2, podemos aplicar la regla 3: 
 MnO
4
–: x + 4(–2)= –1; entonces x = +7. 
En esta actividad analizaremos algunas reacciones químicas para determinar si son 
reacciones de óxido-reducción o no.
1. La reacción de Zn metálico con un ácido fuerte, como el ácido clorhídrico, HCl(ac), ¿es 
una reacción de óxido–reducción?
 Respuesta. Si se producen cambios en los O de los átomos que participan en la reacción, esta 
es redox. Por simplicidad, escribiremos H+(ac) en vez de H
3
O+(ac). Revisemos la ecuación:
 O: 0 +1 –1 +2 –1 0
Zn(s) + 2 H+(ac) + 2 Cl–(ac) Zn2+(ac) + 2 Cl–(ac) + H
2
(g)
 l O del n cambia de 0 a +2, y el del H de +1 a 0. l Zn pierde 2e– al transformarse en Zn2+, 
es decir, se oxida,y cada átomo de H gana 1e– electrón al transformarse en H
2
, o sea, se reduce. 
Claramente es una reacción de transferencia de electrones; dos átomos han cambiado su O.
2. Si el producto de la reacción de azufre con cinc metálico es sulfuro de cinc, ZnS, ¿será esta 
una reacción redox?
 Respuesta. Observemos los estados de oxidación de los átomos en los reactantes y productos:
 O: 0 0 +2 –2
 Zn(s) + S(s) ZnS(s)
 l Zn metálico se oxida, pierde 2 e–, y el S elemental se reduce, gana 2 e–. sta es una reacción 
de óxido-reducción.
A ctividad modelada
1. Establece el EO del cromo en K
2
CrO
4
 y en el ion Cr
2
O
7
2–.
2. Aplica tus conocimientos y responde:
a. ¿Cuáles son los estados de oxidación de todos los átomos en el permanganato y en el yodato 
de potasio, KMnO
4
 y KIO
3
? 
b. La siguiente reacción, ¿es una reacción de óxido-reducción? xplica.
NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H
2
O(ℓ)
A ctividad propuesta
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 61
Agentes oxidantes y reductores 
Un oxidante o un agente oxidante es una sustancia capaz de oxidar a otra, es decir, aquella 
que acepta electrones y al actuar como tal, se reduce. Se puede definir también como una 
sustancia o reactivo que contiene un átomo con tendencia a aceptar electrones.
En general, los no metales son oxidantes; por ejemplo, el O
2
, pues oxida a la mayor parte 
de los metales como Fe, Na y Ca, y a los no metales, como el C y el S, para formar óxidos 
metálicos y no metálicos, respectivamente. Los elementos halógenos, como F
2
, Cl
2
, Br
2
 y I
2
, 
además son oxidantes cuando reaccionan con metales, con lo que se reducen ellos mismos 
a iones halogenuros, X– , es decir, a fluoruro, F–; cloruro, Cl–; bromuro, Br–, y yoduro, I–. La 
semirreacción de los halógenos como agentes oxidantes es:
Semirreacción de 
reducción
X
2
 + 2 e– 2 X–
Agente oxidante Especie reducida
Un reductor o un agente reductor es una sustancia capaz de reducir a otra, o sea, cede 
electrones y al actuar como tal, se oxida. En otras palabras, contiene un átomo que tiene 
tendencia a perder electrones. La mayoría de los metales son buenos agentes reductores, 
porque poseen tendencia a ceder electrones. La siguiente es su semirreacción:
Semirreacción de 
oxidación
M Mn+ + n e–
Agente reductor Especie oxidada
Otros agentes reductores muy utilizados en la industria metalúrgica son el C y el H
2
.
Veamos en la siguiente reacción redox, sin equilibrar, cuál es el agente oxidante y cuál el 
reductor. La equilibraremos usando el llamado método del “tanteo”:
 O: +4 –2 0 +3 –2 +1 –2
 MnO
2
(s) + H
2
(g) Mn
2
O
3
(s) + H
2
O(ℓ)
 Óxido de Mn (IV) Óxido de Mn(III)
Se observa que el O del átomo de Mn disminuye de +4 a +3 y el O del H
2
 aumenta de 
0 a +1. Por lo tanto:
 l agente oxidante es el MnO
2
, que acepta 1e– y se reduce a Mn
2
O
3
.
 l agente reductor es el H
2
, que cede 2e–
 
y se oxida a H
2
O.
 n los productos vemos que se forman dos átomos de Mn, por lo que se necesitan dos molécu-
las de MnO
2
; así, los átomos de O y los de H quedan igualados en ambos miembros:
2 MnO
2
(s) + H
2
(g) Mn
2
O
3
(s) + H
2
O(ℓ)
Asimismo, dos moléculas de MnO
2
 aceptan los dos electrones cedidos por la molécula de H
2
 
para formar una molécula de Mn
2
O
3
.
A ctividad modelada
Un xidante es una especie 
química (átomo, ion, 
molécula) capaz de aceptar 
uno o más electrones.
Un reduct r es una especie 
química capaz de ceder uno 
o más electrones.
Una reacción de 
óxid -reducción es aquella 
en la que dos o más 
átomos de las especies 
reaccionantes cambian sus 
estados de oxidación.
Para GrA Ar
Aplica lo aprendido y explica si las siguientes reacciones son redox. Identifica los agentes 
oxidante y reductor en cada una. Además, equilíbralas por el método del “tanteo”. 
1. PbS(s) + O
2
(g)
 
 
 
PbO(s) + SO
2
(s)
2. Zn(s) + Cu2+(ac) Zn2+(ac) + Cu(s)
A ctividad propuesta
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 62
 3 4
Reacciones de desproporción o dismutación
Las reacciones de desproporción o dismutación son aquellas en que una misma especie 
experimenta una oxidación y una reducción simultáneamente. Un ejemplo de este tipo de 
reacción es la descomposición del peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H
2
O
2
.
El EO del oxígeno en el agua oxigenada, H
2
O
2
, es –1, y cuando esta dismuta, un átomo de 
oxígeno de la molécula se oxida a O
2
 y el otro se reduce en medio básico a OH–, o en medio 
ácido a H
2
O. Analicemos las semirreacciones:
H
2
O
2
(ac) O
2
(g) + 2 H+(ac) + 2 e– Semirreacción de oxidación
H
2
O
2
(ac) + 2 H+(ac) +2 e– 2 H
2
O(ℓ) Semirreacción de reducción
2 H
2
O
2 
(ac) O
2
(g) + 2 H
2
O(ℓ)
El cloro, Cl
2
, al igual que el bromo, Br
2
, y el yodo, I
2
, también dismutan. Esta reacción es poco 
favorable en medio ácido, pero ocurre en medio básico. Veamos la dismutación del cloro en 
este medio. Este elemento se reduce a ion Cl– con un EO de –1, y se oxida a ion hipoclorito, 
ClO–, en que el EO de cloro es +1. Las semirreacciones para este caso son las siguientes:
½ Cl
2
(g) + e– Cl–(ac) Reducción a ion cloruro
½ Cl
2
(g) + 2 OH–(ac) ClO–(ac) + e– + H
2
O Oxidación a hipoclorito
Cl
2
(g) 2 OH–(ac) ClO–(ac) Cl–(ac) H
2
O
Así, como se observa, la semirreacción de oxidación depende del pH.
La reacción de combustión es una reacción química de oxidación, 
en la que se desprende una gran cantidad de energía, como calor 
o luz. La mayoría de las combustiones ocurren por acción del 
oxígeno atmosférico sobre agentes reductores, pero también 
pueden suceder por la acción de otros oxidantes fuertes, como el 
Cl
2
. Reúne los materiales y realiza la experiencia que detallamos a 
continuación:
1. Sujeta un pequeño trozo de cinta de Mg con la pinza o el alicate 
y enciéndelo con la llama del mechero.
2. Coloca una pequeña porción de azufre en polvo en la cápsula 
de porcelana y acércale la llama del mechero para iniciar la 
combustión.
3. Describe lo observado en estas reacciones y a continuación 
responde:
a. ¿Cuáles son los agentes oxidantes y cuáles los agentes 
reductores?
b. scribe las ecuaciones químicas balanceadas por "tanteo" 
correspondientes a estas reacciones.
c. ¿Son reacciones endotérmicas o exotérmicas? ¿Por qué?
d. ¿Son reacciones termodinámicamente espontáneas? xplica.
A ctividad experimental
1 mechero, 1 cápsula de porcelana, 1 pinza metálica o un alicate, 
cinta de magnesio, azufre en polvo, gafas protectoras.
 ateriales y reactivos
 Estructura del peróxido de hidrógeno.
Recomendaciones:
Estos experimentos pueden hacerse en forma demostrativa por el 
profesor o profesora. Cuando se efectúe la combustión de Mg, los 
alumnos y alumnas deben usar gafas protectoras y evitar mirar 
sostenidamente la llama, ya que la luz emitida es muy intensa. Al 
combustionar azufre, es recomendable realizarlo en un lugar 
ventilado y evitar aspirar el gas emitido.
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 63
Método del ion-electrón
Hasta aquí hemos mencionado un método para equilibrar ecuaciones químicas de óxido-
reducción llamado método de "tanteo", que resulta fácil de emplear cuando participan 
moléculas o iones simples, como iones monoatómicos. Sin embargo, las ecuaciones de 
reacciones más complejas, especialmente las que se realizan en disolución acuosa, suelen ser 
más difíciles de equilibrar. Por esto, se ha diseñado un método sistemático para equilibrarlas, 
el método del ion-electrón.
Este método considera a todas las especies participantes tal como se encuentran en la 
disolución, ya sea en forma molecular o iónica, y, además, toma en cuenta el medio en que 
ocurre la reacción, es decir, si es ácido o básico. Veamos en qué consiste este método en estos 
dos medios.
Método del ion electrón para reacciones redox en medio ácido
Este método implica, primeramente, examinar los estados de oxidación, tanto de los 
reactantes como de los productos, para identificar los elementos que se oxidan ylos que se 
reducen. 
Con esta información se deben escribir por separado las semirreacciones de oxidación y de 
reducción, luego realizar en ellas los balances de carga y masa. Para esto último se utilizan 
electrones e–, iones H+ y moléculas de H
2
O.
Finalmente, se suman de manera algebraica las dos semirreacciones, de modo que los 
electrones se cancelen, y si es necesario, se eliminen especies como H+ y H
2
O que se repitan 
en ambos lados de la ecuación.
Apliquemos este método para la reacción de agua oxigenada, o peróxido de hidrógeno, H
2
O
2 
con ion yoduro, I–, en medio ácido. La ecuación no balanceada es la siguiente:
EO: +1 –1 –1 +1 0 +1 –2
H
2
O
2
(ac) + I–(ac) + H+(ac) I
2
(s) + H
2
O(ℓ)
El ion yoduro, I–, cambia su EO de –1 a 0; como el estado de oxidación aumenta, este 
elemento se oxida. A su vez, el oxígeno del peróxido de hidrógeno disminuye su EO de –1 
a –2; por lo tanto, se reduce.
Veamos ahora las semirreacciones de la ecuación anterior:
Semirreacción de oxidación: 2 I–(ac) I
2
(s) + 2 e–
Semirreacción de reducción: H
2
O
2
(ac) + 2 H+(ac) + 2 e– 2 H
2
O(ℓ)
Para balancear esta última semirreacción hemos agregado 2 H+ y 2 e– porque la reacción es 
en medio ácido y las cargas en ambos lados de la semirreacción deben ser iguales. 
Finalmente, la suma algebraica de las semirreacciones nos da la siguiente reacción:
H
2
O
2
(ac) + 2 I–(ac) + 2 H+(ac) I
2
(s) + 2 H
2
O(ℓ)
Observa que las cargas de los reaccionantes se anulan y que el número de átomos en ambos 
lados de la ecuación son iguales.
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 64
 3 4
1. Completa y equilibra las siguientes reacciones en medio ácido:
a. MnO
4
–(ac) + Cl–(ac) Cl
2
(g) + Mn+2(ac)
b. As(ac) + ClO
3
–(ac) As
2
O
3
(ac) + HClO(ac)
2. Analiza la siguiente afirmación: “Una reacción redox balanceada posee electrones libres 
ya sea en los reactantes o en los productos”. ¿Es correcta? Fundamenta tu respuesta. 
A ctividad propuesta
Te invitamos a aplicar lo que has aprendido sobre cómo equilibrar una reacción de 
óxido-reducción desarrollando los siguientes pasos: 
1. Aplica el método del ion-electrón para equilibrar la siguiente reacción en medio ácido: 
el cobre metálico reacciona con HNO
 
 diluido para formar una disolución de nitrato de 
cobre, Cu(NO
 
)
2
 (ac), y monóxido de nitrógeno gaseoso, NO(g).
Paso 1. Escribe la ecuación no equilibrada y verifica que sea una reacción redox. Para ello, 
se deben establecer los cambios en los O de las especies y detectar cuál de ellas se 
oxida y cuál se reduce: 
 0 +1 +5 –2 +2 +5 –2 +2 –2
Cu(s) + HNO
3
(ac) Cu(NO
3
)
2
(ac) + NO(g)
Paso 2. Descompón la reacción en las dos semirreacciones sin equilibrar: 
Cu(s) Cu+2(ac) Semirreacción de oxidación
NO
3
–(ac) NO(g) Semirreacción de reducción
Paso 3. Iguala los átomos en cada semirreacción, excepto los de oxígeno y los de 
hidrógeno. n este caso, ya están iguales.
Paso 4. Iguala los átomos de oxígeno, O, agregando H
2
O, y luego los átomos de hidrógeno, 
H, añadiendo H+. Por simplicidad, en medio ácido se usa H+ en vez de H
3
O+ y, 
como es obvio, no debe utilizarse OH–. Por último, se igualan las cargas en ambas 
semirreacciones, agregando el número de electrones que corresponda.
Cu(s) Cu+2(ac) + 2 e–
NO
3
–(ac) + 4 H+(ac) + 3 e– NO(g) + 2 H
2
O(ℓ)
Paso 5. Multiplica cada semirreacción por factores que igualen el número de electrones. 
Recuerda que el número de electrones captados debe ser igual al cedido.
3 Cu(s) 3 Cu+2(ac) + 6 e– /3
2 NO
3
–(ac) + 8 H+(ac) + 6 e– 2 NO(g) + 4 H
2
O(ℓ) /2
Paso 6. Suma las semirreacciones para tener la ecuación iónica y verifica que tanto los 
átomos como las cargas estén igualados.
3 Cu(s) + 2 NO
3
–(ac) + 8 H+(ac) 3 Cu+2(ac) + 2 NO(g) + 4 H
2
O(ℓ) 
Finalmente, la ecuación molecular es:
3 Cu(s) + 8 HNO
3
(ac) 3 Cu(NO
3
)
2
(ac) + 2 NO(g) + 4 H
2
O(ℓ)
 El NO(g) es incoloro, pero se oxida 
rápidamente al aire a NO
2
(g), de color 
pardo rojizo.
E strategia
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 6 
Método del ion-electrón para reacciones redox en medio básico
Este método es muy similar al que hemos estudiado en medio ácido: después de identificar 
las especies que se oxidan y que se reducen, se escriben las semirreacciones de oxidación y 
reducción. En cada una de ellas se determina el número de electrones que se han transferido. 
Las cargas en ambos lados de las semirreacciones se igualan agregando iones OH–, y los 
átomos de hidrógeno se igualan adicionando moléculas de agua, H
2
O. Luego, se suman de 
manera algebraica de modo que se eliminen los electrones para obtener la ecuación iónica. 
Finalmente, se contabilizan las cargas y los átomos para chequear que en ambos lados de la 
reacción estos sean iguales. Veamos un ejemplo. 
Si a una disolución de sulfato de hierro (II), FeSO
4
(ac), se le añade una disolución de 
NaOH(ac), precipita hidróxido de hierro (II) color celeste, Fe(OH)
2
(s). Pero, por acción del 
O
2
 atmosférico, este se transforma lentamente en hidróxido de Fe (III), Fe(OH)
3
(s), que es 
de color pardo rojizo.
Los estados de oxidación y la ecuación no equilibrada del proceso de oxidación son los 
siguientes:
Fe(OH)
2
(s) + O
2
(g) Fe(OH)
3
(s)
 Hidróxido de Fe(II) Hidróxido de Fe(III)
De esta ecuación se deduce que el Fe(OH)
2
(s) se oxida, porque el EO del Fe aumenta de 
+2 a +3, y que el O
2
(g) se reduce, pues su EO disminuye de 0 a –2. Las semirreacciones sin 
equilibrar son:
Semirreacción de oxidación: Fe(OH)
2
(s) Fe(OH)
3
(s) + e–
Semirreacción de reducción: O
2
(g) + 4 e– 2 OH–(ac) 
Luego, igualamos las cargas con iones OH– y los átomos de H con moléculas de H
2
O:
Oxidación Fe(OH)
2
(s)
 
+
 
OH–(ac) Fe(OH)
3
(s) + e–
Reducción O
2
(g) + 4 e– + 2 H
2
O(ℓ) 4 OH–(ac)
Antes de sumar las dos semirreacciones se deben eliminar los electrones. Para ello, debemos 
multiplicar la semirreacción de oxidación por 4:
Oxidación 4 Fe(OH)
2
(s) + 4 OH–(ac) 4 Fe(OH)
3
(s) + 4 e–
Reducción O
2
(g) + 4 e– + 2 H
2
O(ℓ) 4 OH–(ac)
4 Fe(OH)
2
(s) + O
2
(g) + 2 H
2
O(ℓ) 4 Fe(OH)
3
(s)
En este caso, al sumar las semirreacciones se obtiene una ecuación molecular porque los 
hidróxidos de hierro, aunque son iónicos, son poco solubles en agua.
Así, al contabilizar los átomos se concluye que en ambos miembros hay 4 átomos de Fe, 
12 de O y 12 de H. No hay cargas netas.
A continuación, te entregamos una estrategia que te ayudará a emplear el método para 
equilibrar ecuaciones redox en medio básico, y, además, algunos ejercicios para que 
practiques y apliques lo que has aprendido.
 +2 –2 +1 0 +3 –2 +1
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 66
 3 4
Aplica el método del ion-electrón para equilibrar la siguiente reacción en medio básico: 
Zn con nitrato de sodio, NaNO
 
 en presencia de NaOH. Los productos de esta reacción son 
zincato de sodio y amoniaco.
Paso 1. Escribe la ecuación no equilibrada, verifica que sea una reacción redox y determina 
los cambios en los O de las especies: 
 O: 0 +1 +5 –2 +1 –2 +1 +1 +2 –2 –3 +1 +1 –2
 Zn(s) + NaNO
3
(ac) + NaOH(ac) Na
2
ZnO
2
(ac) + NH
3
(g) + H
2
O(ℓ) 
Paso 2. Descompone la reacción en las dos semirreacciones sin equilibrar: 
Oxidación: Zn(s) ZnO
2
2–(ac)
Reducción: NO
3
–(ac) NH
3
(g) 
Paso 3. Escribe los electrones cedidos y los aceptados de acuerdo a los O en cada una de 
las semirreacciones.
Oxidación: Zn(s) ZnO
2
2– (ac) + 2 e–
Reducción: NO
3
–(ac) + 8 e– NH
3
(g) 
Paso 4. Iguala las cargas en cada semirreacción con iones OH–.
Oxidación: Zn(s) + 4 OH–(ac) ZnO
2
2–(ac) + 2 e– 
Reducción: NO
3
–(ac) + 8 e– NH
3
(g) + 9 OH–
Paso 5. Iguala los átomos de hidrógeno en cada semirreacción agregando moléculas de 
H
2
O.
Oxidación: Zn(s) + 4 OH–(ac) ZnO
2
2–(ac) + 2 e– + 2 H
2
O(ℓ)
Reducción: NO
3
–(ac) + 8 e– + 6 H
2
O(ℓ) NH
3
(g) + 9 OH–(ac) 
Paso 6. Multiplica cada semirreacción por factores que igualen el númerode electrones:
Oxidación: 4 Zn(s) + 16 4 OH–(ac) 4 ZnO
2
2–(ac) + 8 2 e– + 8 2 H
2
O(ℓ) /4 
Reducción: NO
3
–(ac) + 8 e– + 6 H
2
O(ℓ) NH
3
(g) + 9 OH–(ac)
Paso 7. Suma las semirreacciones para tener la reacción iónica y erifica que tanto los 
átomos como las cargas estén igual:
4 n(s) + NaNO
3
(ac) + 7 NaOH(ac) 4 Na
2
 nO
2
(ac) + NH
3
(g) + 2 H
2
O(ℓ)
1. Iguala las siguientes reacciones en medio básico:
a. MnO
4
–(ac) + CN–(ac) + H
2
O(ℓ) MnO
2
(s) + OH–(ac) + CNO–(ac)
b. Cr(OH)
3
(s) + ClO
3
– (ac) + OH–(ac) CrO
4
2–(ac) + Cl–(ac) + H
2
O(ℓ)
2. Completa y equilibra las siguientes semirreacciones en medio básico y señala si se trata 
de una oxidación o de una reducción:
a. SO
3
2–(ac) SO
4
2–(ac)
b. ClO–(ac) Cl–(ac)
A ctividad propuesta
E strategia
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 67
 otencial redox o de electrodo
En una reacción redox participan elementos, compuestos o iones que se oxidan y otros que 
se reducen; sin embargo, la tendencia a oxidarse y a reducirse es distinta para cada uno. 
Analicemos esto.
Primero debemos recordar el concepto de energía potencial. Esta es una energía que se 
encuentra almacenada en un objeto o en una sustancia; por ejemplo, una pelota sobre un 
edificio posee energía potencial que se puede convertir en cinética si se le deja caer. En el 
caso de las especies que participan de una reacción redox, es la energía potencial la que les 
permite ceder o captar electrones. Veamos esto con el siguiente ejemplo.
Imagina una pareja de malabaristas que realizan acrobacias con clavas. Uno de ellos tiene 
cinco clavas en sus manos; se ubica frente a su compañero y comienza a lanzarle las clavas, de 
modo que una vez que las reciba, se las devuelva de una en una. Para sumar espectacularidad, 
solo uno de los malabaristas aumenta el número de clavas que sostiene. 
En el ejemplo anterior, las clavas representarían los electrones involucrados en la reacción 
redox; los malabaristas, las sustancias capaces de captar o ceder los electrones y la habilidad 
de los malabaristas para manipular cierto número de clavas correspondería a la energía 
potencial redox para ceder o aceptar electrones, propia de cada sustancia.
¿Cómo se observa esto en una reacción redox? Analicemos la siguiente imagen.
Cuando una lámina de Zn se sumerge en 
agua, algunos átomos de cinc se disocian en 
iones Zn2+ y dejan un par de electrones en la 
superficie del metal. Como consecuencia de este 
proceso, el metal adquiere carga negativa y los 
iones Zn2+ hidratados forman una especie de 
nube iónica alrededor de él; esto ocurre debido 
a que los iones son atraídos al metal por el 
exceso de cargas negativas que este posee. Este 
fenómeno origina un potencial o, mejor dicho, 
una diferencia de potencial entre el metal y la 
disolución, el que se ha denominado potencial 
redox o potencial de electrodo, E.
 a capacidad de reducirse y de oxidarse de los elementos 
permite que se genere una diferencia de potencial debido a 
la diferencia de cargas que se produce entre ellos. 
Agua
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
 ámina de cinc
Zn(s) Zn2+(ac) + 2 e–
e–
e–
e–
e–
e–
e–
e–
e–
En otras palabras, el potencial redox, E, es la diferencia de potencial entre la superficie del 
metal y la disolución, y se mide en volt. 
Un volt, V, es la diferencia de potencial que se requiere para impartir 1 joule de energía a una 
carga de 1 coulomb. Su ecuación es:
Volt(V)=
joule(J)
coulomb(C)
Cada metal tiene un potencial redox que lo caracteriza y que representa la tendencia de 
los iones, ya sea a abandonar el metal y oxidarse, al dejar sus electrones sobre este, o bien 
a reducirse al captar los electrones y depositarse en el metal. De este modo, el potencial de 
oxidación, E
ox
, representa la capacidad que posee una especie para oxidarse, y el potencial 
de reducción, E
red
, la capacidad que tienen las sustancias para reducirse.
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 68
 3 4
Potenciales electroquímicos de los sistemas redox
Cuando descomponemos la ecuación de una reacción redox en dos semirreacciones, una 
de reducción y la otra de oxidación, ambas contienen la forma oxidada y reducida de una 
misma sustancia. Cada una de estas semirreacciones constituye un sistema redox o par redox, 
llamado también electrodo. Son sistemas redox: Cu2+|Cu, Zn2+|Zn, Cl
2
|Cl–, Fe3+|Fe2+, H+|H
2
, 
entre otros, y cada uno de ellos tiene asociado un potencial que depende de: la concentración 
de las especies en la disolución; de la presión, cuando participan gases, y de la temperatura.
Los potenciales de los sistemas redox no se pueden medir en forma directa, por lo que se 
determinan midiendo la diferencia de potencial, ∆E, entre el sistema y el electrodo estándar 
de hidrógeno, EEH, que se utiliza como referencia o patrón y al que se le ha asignado un 
valor estándar Eº igual a 0,00 V. Veamos en qué consiste.
El electrodo estándar de hidrógeno, EEH, está constituido por una lámina cubierta de 
platino, Pt, finamente dividida, que sirve como superficie inerte para la reacción. La lámina 
se encuentra sumergida en una disolución de iones H
3
O+ 1 mol/L (HCl 1 mol/L) a través de 
la cual se burbujea H
2
(g) a 1 atm de presión y a 25 ºC. La semirreacción que corresponde al 
EEH es la siguiente:
2 H+(ac) + 2 e– H
2
(g) E0 = 0,00 V
El superíndice 0 indica que el potencial se mide en condiciones estándares.
De este modo, las mediciones de potenciales de electrodos se hacen en una celda 
electroquímica como la que se muestra en el esquema a continuación:
Esta celda mide la diferencia de potencial entre 
el electrodo Zn2+|Zn 1 mol/L y el EEH. Aquí, los 
metales de ambos sistemas, Zn y Pt, se unen a 
través de un voltímetro, el que, por poseer una 
resistencia muy grande, impide que haya flujo 
de corriente. Por este motivo, lo que se mide es 
la diferencia de potencial existente entre ambos 
electrodos en el equilibrio, sin que circule 
corriente.
Para evitar que haya una reacción directa entre 
ellos, los electrodos se colocan en vasos separados, 
pero ambas disoluciones están conectadas a través 
de un puente salino (disolución de KCl), lo que 
permite cerrar el circuito, entregando iones a 
ambos electrodos.
El voltímetro mide un ∆E, que puede ser positivo o negativo. Si el signo es positivo, indica 
que en el electrodo conectado al terminal rojo del voltímetro ocurre la reducción, y en el 
otro, la oxidación. En el caso de la celda descrita anteriormente, Zn2+|Zn y H+|H
2
, en que el 
electrodo H+|H
2
 está conectado al terminal rojo, se obtiene un ∆E0 = 0,763 V, lo que señala 
que en el Zn2+|Zn ocurre la oxidación. 
El voltímetro mide el potencial de la celda, ∆E0
celda
, según las siguientes ecuaciones:
∆E0
celda
 = ∆E0
red
 – ∆E0
ox
∆E0
celda
 = ∆E0H+|H
2
 – ∆E0Zn2+|Zn
– 0, 763 V = 0,0 V – ∆E0Zn2+|Zn
∆E0 Zn2+|Zn = 0,763 V
 a figura muestra un electrodo estándar 
de hidrógeno, EEH.
Zn2+
H+
H
2
(g)
K+Cl–
Zn
Ánodo Cátodo
Puente 
salino
e– e–
V
Zn Zn2+ + 2 e– 2 H+ + 2 e–   H
2
 as tablas se ordenan, 
generalmente, de acuerdo al 
potencial de reducción de las 
especies.
 a magnitud de ∆E0
red
 y ∆E0
ox
 
es la misma, pero con signo 
contrario.
AYUDA
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 69
 otenciales de reducción estándares
Experimentalmente se han determinado los potenciales redox estándares de muchos 
electrodos o semiceldas. En la siguiente tabla aparecen los potenciales estándares de 
reducción, Eº
red
, de los sistemas redox o electrodos más comunes ordenados de acuerdo a la 
fuerza creciente que tienen las especies oxidadas para reducirse; es decir, de menor a mayor 
potencial de reducción.
Tabla de potenciales estándares de reducción
Electrodo Volt Electrodo Volt Electrodo Volt Electrodo Volt
 i+ | i –3,045 Fe2+ | Fe –0,44 Cu2+ | Cu +0,336 O
2
, H+ | H
2
O +1,229
K+ | K –2,925 Cr3+ | Cr2+ –0,408 O
2
 | OH– +0,401 Tl3+ | Tl+ +1,252
Ca2+ | Ca –2,866 Cd2+ | Cd –0,403 Cu+ | Cu +0,520 Cr
2
O
7
2–, H+ |Cr3+ +1,232
Na+ | Na –2,714 Tl+ | Tl –0,336 I
2 
| I– +0,535 Cl
2
 | Cl– +1,359
Mg2+ | Mg –2,363 Co2+ | Co –0,277 Fe3+ | Fe2+ +0,770 Au3+ | Au +1,497
Al3+ | Al –1,662 Ni2+ | Ni –0,250 Hg
2
2+ | Hg +0,788
MnO
4
–, H+ | 
Mn2+
+1,507
Mn2+ | Mn –1,179 Sn2+ | Sn –0,136 Ag+ | Ag +0,799 Au+ | Au +1,691
H
2
O | OH–; H
2
–0,828 Pb2+ | Pb –0,126 Hg2+ | Hg +0,854 Pb4+ | Pb2+ +1,693
Zn2+ | Zn –0,763 Fe3+ | Fe –0,037 Hg2+ | Hg
2
2+ +0,919 Co3+ | Co2+ +1,808
S | S2– –0,479 Cu2+ | Cu+ +0,153 Br
2 
| Br– +1,066 F
2
 | F– +2,865
Es importante que tengas claro que mientras más negativo sea el E0
red
, menor es la tendencia 
de la especie oxidada a reducirse. Un E0
red
 positivo indica facilidad de reducción. La 
magnitud de los E0
ox
 es la misma, pero con signo contrario.
Por ejemplo, en la tabla se observa que la especie que se reduce más fácilmente es el F
2
. En 
cambio, vemos que el Li+ es la especie que se disminuye más difícilmente y que tiene un E0
red
 
muy negativo. La semirreacción es la siguiente: 
Li+ + e– Li E0
red
 = –3,045 V
Si la semirreacción se plantea en el sentido de la oxidación del Li metálico, el E0
ox
 será +3,045 V.
Li Li+ + e– E0
ox
 = + 3,045 V
El E0
ox
 positivo indica una mayor facilidad de oxidación de la especie reducida: mientras 
mayor sea la tendencia a oxidarse de una especie, menor será la predisposición a reducirse 
de la especie oxidada. Así, el Li tiene un E0
ox
 muy positivo, lo que señala que suele oxidarse 
muy fácilmente. El Li es el metal que se oxida con mayor facilidad y los iones Li+ no tienden 
a reducirse.
Amplian o
MeMOriA
 as condiciones estándares de 
los potenciales corresponden a: 
 concentración de las 
disoluciones = 1 mol/ .
 si se trata de gases, la presión 
deberá ser igual a 1 atm.
 la temperatura es de 298 K.
 los metales en estado puro.
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 70
 3 4
Espontaneidad de las reacciones redox
Imagina un vaso con leche que se derrama sobre la superficie de una mesa. Si vieras luego 
un video que muestre la leche elevándose y volviendo al vaso, ¿dirías que eso sucede de 
manera natural? Claramente no, porque la leche no “vuela” para regresar al recipiente del 
que fue vaciada. El derramar la leche es un fenómeno espontáneo, pues ocurre en un sentido 
específico, mientras que el proceso inverso es no espontáneo. 
Lo mismo ocurre en las reacciones redox; es decir, tienen un sentido definido: si pasan de un 
estado de mayor a menor energía, el proceso es espontáneo; pero si requieren que el entorno 
suministre energía al sistema para que sucedan, es no espontáneo (ver Ayuda a.).
La espontaneidad de las reacciones redox se determina con variables como el estado de 
oxidación y la energía libre de Gibbs. El ∆E0
 
de una reacción redox es igual a la diferencia de 
los potenciales de las dos semirreacciones, como lo muestra la siguiente ecuación:
∆E0
rxn
 = E0
red
 – E0
ox
Por otra parte, recordemos que la energía libre de Gibbs, ∆G, se relaciona con ∆E
rxn
 a través 
de la siguiente ecuación en condiciones estándares:
∆G = –n · F · ∆E
rxn
 o ∆G0 = –n · F · ∆E0
rxn
donde: n = número de moles de electrones transferidos
 F = constante de Faraday = 96 500 C/mol e– = 1 F (faradio)
De esta relación se deduce que un valor positivo de ∆E
rxn
 origina un valor negativo de ∆G 
(ver Ayuda b.), y que una reacción redox ocurre en el sentido de reactantes a productos 
solo si ∆E
rxn
 > 0.
Analicemos la reacción del Zn metálico sumergido en una disolución de CuSO
4 
1 mol/L 
y la reacción inversa, Cu metálico sumergido en una disolución de Zn2+ 0,1 mol/L. Las 
semirreacciones con sus E0
red 
son:
 Zn2+(ac) + 2 e– Zn(s) E0
red
 = – 0,763 V
 Cu2+(ac) + 2 e– Cu(s) E0
red
 = 0,336 V
Al observar los E0
red
 vemos que el Zn tiene mayor tendencia a oxidarse que el Cu metálico, 
o bien menor tendencia a reducirse que el Cu2+. Por lo tanto, se invierte esta semirreacción 
y luego se suman ambas: 
Zn(s) + Cu2+(ac) Zn2+(ac) + Cu(s) ∆E0 = 1,099 V ∆G0 < 0
Así se obtiene la reacción iónica neta y la diferencia de potencial de la reacción, ∆E0
rxn
. La 
reacción inversa tiene un ∆E0
rxn
 negativo; es decir, no es espontánea.
Zn2+(ac) + Cu(s) Zn(s) + Cu2+(ac) ∆E0 = –1,099 V ∆G0 > 0
1. Utiliza los valores de E0
red
 de la tabla de la página 70 y deduce si Cl
2
 y I
2
, respectivamente, 
pueden oxidar al Fe2+ a Fe3+ en condiciones estándares.
2. Calcula el ∆G0 de la reacción de Zn2+ con Cu metálico. Usa los valores de la reacción 
analizada en esta página.
A ctividad propuesta
 Derramar leche podría ser un ejemplo 
que represente un fenómeno 
espontáneo, mientras que el proceso 
inverso sería no espontáneo.
a. El ejemplo citado es para 
contextualizar el concepto 
de espontaneidad. 
Debes recordar que la 
espontaneidad de una 
reacción depende de la 
entropía y de la temperatura, 
tal como se estudió en 
tercero medio. 
b. El signo del valor de ∆G, el 
cambio de la energía libre, 
en una reacción química 
señala si la reacción sucede o 
no en forma espontánea:
 Si ∆G es < 0, la reacción es 
espontánea.
 Si ∆G es > 0, la reacción no 
es espontánea.
AYUDA
Para que una reacción de 
óxido-reducción se efectúe, 
el ∆E0
rxn
 debe ser positivo. 
En el cálculo del ∆E0
rxn
 
utilizando los E0
red
 de las 
semirreacciones, siempre se 
invierte aquel cuya tendencia 
a la reducción sea menor; es 
decir, el E0
red
 más negativo.
Para GrA Ar
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 71
Ecuación de Nernst: efecto de la concentración 
en el potencial redox
Para una reacción redox, los ∆Eº se refieren a potenciales en condiciones estándares; es decir, 
a una temperatura de 25 °C, con una concentración de 1 mol/L y, en el caso de gases, a una 
presión de 1 atm. Pero ¿qué pasa si las reacciones no ocurren bajo estas condiciones?
Cuando la reacción se desarrolla bajo condiciones distintas a las estándares, el ∆E
rxn
 se 
puede calcular mediante la llamada ecuación de Nernst. Veamos cómo se expresa para una 
reacción hipotética como la siguiente:
aA + bB cC + dD ∆E
rxn 
= ∆E0
rxn
–
 ] ]
 ] ]
RT
nF
ln
C D
A B
c d
a b
En esta ecuación, R es la constante de los gases, 8,31451 J/(mol·K); T es la temperatura en kelvin, 
K, y F es la constante de Faraday, 96 500 J/(V·mol e–). Ahora, si se transforma el ln a log en 
base 10 a 25 ºC (298 K) y se sustituye en los valores anteriores, se obtiene la siguiente ecuación:
 ∆E
rxn 
= ∆E0
rxn
–
 ] ]
 ] ]
0,059
n
log
C D
A B
c d
a b
Veamos cómo se aplica esta ecuación utilizando como ejemplo una semirreacción de 
reducción en que una especie oxidada se transforma en una reducida. La reacción en este 
caso es la siguiente:
Ox + n e– Red
La ecuación de Nernst para esta reacción será:
 ]
 ]
= −E E
0,059
n
log
Red
Oxred red
0
Para el caso de un electrodo del tipo Mn+|M, la ecuación se simplifica porque la concentración 
de M se considera constante. Así, tenemos que:
 ]
= −E E
0,059
n
log
1
Oxred red
0
A ctividad modelada
Si el ∆E0
rxn
 de Zn(s) + Cu2+ es 1,1 V, ¿cómo variará este ∆E0
rxn
 si la concentración de Cu2+ es 
0,01 mol/L en vez de 1 mol/L (condición estándar)?
Respuesta. Si utilizamos la ecuación de Nernst para la semirreacción:
Cu2+ + 2 e– Cu, tenemos que: 
0,059
n
log
1
Ox
red red
0
 ]
= −
 )= − = − = − = 0,336
0,059
2
log
1
0,1
0,336 0,0295 1 0,336 0,0295 0,3065red . ntonces, el 
∆ 0
rxn
 será:
∆ 
rxn
 = 0
OX
 Zn0|Zn2+ + 
red
 Cu+2|Cu = 0,763 + 0,306 = 1,07 V
Así, el ∆ 0
rxn
 será menor si disminuye la concentración de Cu2+.
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 72
 3 4
Calcula el ∆E0
rxn
 y la constante de equilibrio K para la reacción de dismutación del 
Cu+ (ac) Cu2+ + Cu(s). Observando tus resultados responde:
1. La dismutación de Cu+, ¿es espontánea?
2. La reacción, ¿está desplazada hacia la izquierda o hacia la derecha? 
Constante de equilibrio para las reacciones redox
Al estudiar termodinámica vimos que cuandouna reacción química alcanza el equilibrio, es 
decir, cuando las concentraciones de las especies que participan en esta no cambian, el ∆G 
de esta reacción es igual a cero.
Por otra parte, como la relación entre la energía libre, ∆G, y el cambio de potencial, ∆E, de 
una reacción es:
∆G = –n · F · ∆E
rxn
 
en el equilibrio, el ∆E
rxn
 de la reacción deberá ser igual a cero. De este modo, en la ecuación 
de Nernst podemos sustituir la diferencia de potencial de la reacción ∆E por cero, y el 
cociente de concentraciones por K. En estas condiciones tenemos que:
0 = ∆E0
rxn
– 
 
0,059
n
log K
 
 
 
 
log K =
∆Erxn
0
 n
0,059
Con esta expresión podemos calcular la constante de equilibrio, K, de una reacción redox 
a partir de la ∆E0.
A continuación, te entregamos una estrategia que te ayudará a obtener la constante de 
equilibrio de una reacción redox desde las ecuaciones que hemos expuesto.
Utiliza los potenciales estándares para calcular la constante de equilibrio de la reacción de 
Fe2+ con O
2
 en medio ácido. El potencial de Fe3+|Fe2+ es 0,77 V y el de O
2
|H
2
O es = 1,23 V. 
Paso 1. Escribe las semirreacciones de cada celda. Recuerda invertir la semirreacción de la 
reacción que se oxida y cambiar el signo en el valor del potencial de la misma: 
Fe2+|Fe3+: Fe2+(ac) Fe3+(ac) + e– ∆ 0
ox
 = – 0,77 V
O
2
|H
2
O: O
2
(g) + 4 e– + 4 H+(ac) 2 H
2
O(ℓ) ∆ 0
red
 = 1,23 V
Paso 2. Obtén el ∆ 0
rxn
. Para ello, suma las semirreacciones. Si es necesario, multiplícalas 
por los factores que se requieran para eliminar los electrones: 
4 Fe2+(ac) 4 Fe3+(ac) + 4 e– /4 ∆ = – 0,77 V
O
2
(g) + 4 e– + 4 H+(ac) 2 H
2
O(ℓ) ∆ = 1,23 V
4 Fe2+(ac) + O
2
(g) + 4 H+(ac) 4 Fe3+(ac) + 2 H
2
O(ℓ) ∆ = 0,46 V
Paso 3. Reemplaza los datos en la ecuación para obtener la constante de equilibrio y calcula 
su valor:
 
log K =
∆ rxn
0
 n
0,059
=
0,46 4
0,059
= 31,2
K = 1031,2 = 1,58·1031
 l valor de la constante de equilibrio, K, indica que la reacción está desplazada hacia la 
derecha y que los iones Fe2+ son inestables en estas condiciones, por lo que se oxidan a Fe3+.
E strategia
A ctividad propuesta
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 73
Óxido-reducción en los metales
Los metales, M, en general son reductores, por lo que tienden a perder electrones al oxidarse 
al catión Mn+; sin embargo, difieren en su fuerza como reductores. Veamos unos casos.
 Algunos son tan buenos reductores que pueden desplazar al hidrógeno del agua; es decir, 
reducir al agua a H
2
. Estos son todos los metales alcalinos y algunos alcalinotérreos, como 
Ca, Sr y Ba. Veamos el caso del potasio, K:
4 K(s) + 2 H
2
O(ℓ) 4 K+(ac) + H
2
(g) + 2 OH–(ac)
Esta reacción es muy violenta, prácticamente explosiva.
 Otros metales como Mg, Al y Zn desplazan al hidrógeno del vapor de agua. Observa el 
caso del aluminio:
2 Al(s) + 3 H
2
O(g) Al
2
O
3
(s) + 3 H
2
(g)
 Metales como Fe, Co, Ni, Sn y Pb poseen una fuerza limitada como reductores, pues solo 
pueden reducir al ion H
3
O+ a H
2 
de disoluciones de ácidos. A continuación, te mostramos 
cómo se comporta el cobalto, Co, a partir de su ecuación molecular:
Co(s) + 2 HCl(ac) CoCl
2
(ac) + H
2
(g)
 Metales menos reactivos que no desplazan H
2
 de los ácidos, como Cu y Hg, requieren 
de ácidos que contengan aniones oxidantes provenientes de HNO
3
 o H
2
SO
4 
concentrado 
para oxidarse. Observa el caso del cobre:
3 Cu(s) + 2 NO
3
–(ac) + 8 H+ 3 Cu+2(ac) + 2 NO(g) + 4 H
2
O
 Los metales menos reductores, denominados metales nobles, como Ag, Pd, Pt y Au, son 
atacados por agua regia, que corresponde a una mezcla de HNO
3
 y HCl concentrados 
en la proporción 1:3. La siguiente es una de las reacciones que suelen ocurrir con el oro:
Au(s) + 3 HNO
3
(ac) + 4 HCl(ac) HAuCl
4
(ac) + 3 H
2
O(ℓ) + 3 NO
2
(g)
Cabe señalar que los metales han sido ordenados 
según su reactividad y sus valores de E
ox
 o E
red
 en la 
llamada serie electroquímica o de actividad de los 
metales, la que puedes observar en la tabla al costado 
de esta página. En ella, los metales más reactivos 
encabezan la serie y son buenos reductores; los que 
están al final, como la plata, el paladio, el platino y 
el oro, son muy malos reductores; es decir, se oxidan 
difícilmente. En esta serie se incluye el hidrógeno 
como referencia.
¿Cuál es la utilidad de esta serie? Sirve para predecir 
los productos de reacciones de metales con ácidos 
y con sales metálicas. Cualquier metal puede ser 
oxidado por los iones de los elementos que están 
debajo de él en la serie electroquímica. De acuerdo 
con esto, los metales que están sobre el hidrógeno en 
la serie reaccionan con ácidos y desprenden H
2
. Por lo 
mismo, el Cu puede ser oxidado por iones Ag+, pues 
está sobre la Ag en la serie, pero no puede ser oxidado 
por los iones H
3
O+ de los ácidos.
Desplazan H
2
(g) de H
2
O(ℓ)
vapor de agua o ácidos.
 i
K
Ba
Sr
Ca
Na
Desplazan H
2
(g) de vapor
de agua o ácido.
Mg
Al
Zn
Cr
Desplazan H
2
(g) de ácidos.
Fe
Co
Ni
Sn
Pb
Referencia. H
2
No desplazan H
2
(g) de H
2
O(ℓ).
Sb
Cu
Hg
Ag
Pd
Pt
Au
Serie electroquímica 
de los metales
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 74
 3 4
Las siguientes actividades modeladas te ayudarán a resolver ejercicios relacionados con la 
obtención del potencial redox de las reacciones y la reactividad de los metales.
1. Calcula el E
red
 del electrodo H+|H
2
||Pt si el pH es 3 en lugar de 0, y la presión del gas es de 
1 atm.
Respuesta. Se utiliza la ecuación de Nernst y se reemplazan los valores: 
 
0,059
n
log
1
OX
red red
0
 ]
= =
 
red
 = 0,00
0,059
2
log
1
0,001 ]
= =
 
red
 = 0,089 V
Si la concentración del ion H+ disminuye de 1 a 0,001, el 
red
 del electrodo o semirreacción se 
vuelve más negativo. l ion H+ pierde poder como oxidante.
2. ¿Podrá oxidarse Mg con una disolución de cloruro de hierro(II), FeCl
2
? Explica.
Respuesta. Como el magnesio está sobre el hierro en la serie electroquímica de los metales, 
podemos aseverar que el Mg se oxida a Mg2+ y el Fe2+ se reducirá a Fe.
A ctividad modelada
Aplica tus conocimientos para desarrollar y responder las siguientes preguntas:
1. Determina cuáles de los siguientes metales serán oxidados por Pb(NO
 
)
2
:
a. Zn.
b. Cu.
c. Fe.
Explica y fundamenta tu respuesta.
2. Utiliza los potenciales de reducción estándar que aparecen en la página 70 y en la cartilla 
para determinar cuál de las siguientes reacciones es espontánea en condiciones estándares:
a. S(s) + 2 Mn2+(ac) + 3 H
2
O(ℓ) H
2
SO
3
(ac) + 2 Mn(s) + 4 H+(ac)
b. 4 CrCl
3
(ac) + 14 H
2
O(ℓ) + 6 I
2
(s) 2 Cr
2
O
7
2–(ac) + 28 H+(ac) + 12 Cl–(ac)+ 12 I–(ac)
c. 3 O
3
(g) + 3 H
2
O(ℓ) + 2 Fe(s) 3 O
2
(g) + 6 OH–(ac) + 2 Fe3+(ac)
3. Emplea los datos entregados en la tabla de la página 70 para calcular la constante de 
equilibrio de los siguientes sistemas:
a. La formación de Fe2+ por el desplazamiento de protones, H+, por Fe(s).
b. La reducción del Cr
2
O
7
2– a Cr3+ por la formación de Cu2+ a partir de Cu+.
c. ¿Se favorece la oxidación del sodio metálico en presencia del ion férrico, Fe3+?
4. Explica la siguiente situación: na pieza de hierro fue cromada en una de sus caras y se dejó 
en un patio. Luego de un tiempo se observó que la pieza presentaba herrumbre en la parte que no 
fue recubierta y que el hierro se encontraba dañado. Sin embargo, la zona recubierta solo tenía 
deterioros en el cromado y no en la base de hierro. 
A ctividad propuesta
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 7 
iencia paso a pasoC
Pensamiento científico
Te invitamos a efectuar la siguiente actividad experimental en la que desarrollarás las 
distintas etapas del método científico, particularmente la obtención e interpretación de 
resultados.
 lanteamiento del problema
Los alumnos y alumnas de un curso de Química de 4º año medio, reflexionando en torno 
a los distintos tipos de reacciones químicas ya estudiadas, se plantearon la siguiente 
pregunta:¿Cómo reconocer en forma experimental si una reacción es de óxido-reducción? 
Formulación de hipótesis
La explicación que planteó el grupo de estudiantes a esta interrogante fue la siguiente:
 i en las reacciones de óxido-reducción se produce una transferencia de electrones, entonces el 
estado de oxidación, EO, de los elementos que reaccionan deberán ser diferentes a los EO de 
los mismos elementos en los productos. 
Diseño experimental
Para comprobar su hipótesis, los estudiantes deciden realizar algunas reacciones químicas 
y analizar los estados de oxidación de todos los elementos involucrados en cada reacción. 
Para ello, efectúan los siguientes procedimientos:
Reacción N° 1: escomposición del peróxido de hidrógeno, H
2
O
2
.
En un vaso de precipitado de 50 mL se agregan 20 mL de agua oxigenada de 20 volúmenes, 
y luego se calientan suavemente (sin alcanzar la ebullición) sobre una placa calefactora. Con 
cuidado, se acerca un fósforo encendido para identificar la formación de los productos. 
Reacción N° 2: Reacción entre el sulfato ferroso, FeSO
4
, y el 
hidróxido de sodio, NaOH.
En un tubo de ensayo se añaden 5 mL de una disolución de sulfato ferroso 0,05 mol L–1 y 
5 mL de disolución hidróxido de sodio 0,1 mol L–1. Se agita la mezcla y se deja en reposo. Se 
observa la disolución durante aproximadamente 30 minutos. 
Reacción N° 3: Reacción entre el cobre metálico, Cu, y el ácido nítrico, HNO
3
.
Se deposita cuidadosamente con una pinza un pequeño trozo de cobre metálico de 
aproximadamente 1 cm2 dentro de un vaso de precipitado de 50 mL que contiene 5 mL 
de ácido nítrico, HNO
3
, diluido. Esta reacción se debe realizar bajo campana o lugares con 
buena ventilación. 
Reacción N° 4: Reacción entre el permanganato de potasio, KMnO
4
, y el 
sulfato ferroso, FeSO
4
, en medio ácido, H
2
SO
4
.
A un tubo de ensayo con 5 mL de disolución de sulfato ferroso 0,05 mol L–1 y 2 mL de ácido 
sulfúrico 1,5 mol L–1 se agregan, gota a gota, 5 mL de una disolución de permanganato de 
potasio 0,01 mol L–1. 
Reacción N° 5: Reacción entre el hierro metálico, Fe, y el sulfato cúprico, CuSO
4
.
Se deposita un clavo de hierro pequeño en un tubo de ensayo, y se añaden 10 mL de una 
disolución de sulfato cúprico 0,1 mol L–1.
etapas del método científico
1. Planteamiento del problema.
2. Formulación de hipótesis.
3. Diseño experimental.
4. Obtención de resultados.
 . Interpretación de resultados.
6. Elaboración de conclusiones.
mateRiales y Reactivos
- Gradilla.
- Tres tubos de ensayo.
- Vaso de precipitado 
de 100 m y 50 m .
- Pipeta de 5 m .
- Probeta de 50 m .
- Placa calefactora.
- Fósforos.
- H
2
O
2
 de 20 volúmenes.
- Clavo de hierro pequeño.
- ámina de cobre.
- Disolución de 
FeSO
4
 0,05 mol/ .
- Disolución de NaOH 0,1 mol/ . 
- Disolución de 
KMnO
4
 0,01 mol/ .
- Disolución de 
H
2
SO
4
 1,5 mol/ .
- Disolución de 
Cu(SO
4
)
2
 0,1 mol/ .
- Disolución de HNO
3
 diluido.
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 76
21 43
Obtención de resultados
Anota todas tus observaciones en tu cuaderno. Para registrarlas, puedes utilizar una tabla 
como la que te mostramos a continuación. 
N° Reacción Reactantes Productos Observaciones
1
2
3
4
5
Como sugerencia para crear tu tabla puedes considerar los siguientes tipos de observaciones 
para registrar: desprendimiento de vapores, cambio de color, aparición o desaparición de 
sólidos, absorción o liberación de calor, entre otros.
Interpretación de resultados
Responde las siguientes preguntas basándote en el análisis de la experiencia realizada y de 
los resultados que obtuviste:
a. ¿Qué productos se formaron durante la descomposición del H
2
O
2
?
b. ¿Cuál es el estado de oxidación del oxígeno en el agua oxigenada? Según este dato, 
¿experimenta una oxidación o una reducción?
c. ¿Qué ocurrió en la reacción N° 2 al agregar el hidróxido de sodio? ¿Qué producto se 
forma?
d. Después de un tiempo, ¿qué le pasa al producto inicial de la reacción N° 2? ¿Qué agente 
oxidante puede producir este cambio?
e. Escribe la ecuación Nº 3 ajustada. ¿Se producen variaciones en los EO de los elementos 
participantes? Justifica.
f. ¿Qué cambios experimentan los iones MnO
4
– y Fe2+ en la reacción N° 4?
g. Si los productos de la reacción N° 4 son los iones Mn2+ y Fe3+, ¿cuál es el agente oxidante 
y el agente reductor en este caso? Propón la ecuación ajustada utilizando el método del 
ion electrón.
h. ¿Qué sucedió en la reacción N° 5? Escribe las dos semirreacciones correspondientes al 
proceso.
Elaboración de conclusiones
Las reacciones que realizaste, ¿confirman la hipótesis planteada con respecto a los cambios 
de estado de oxidación de los elementos cuando ocurre una reacción redox? Fundamenta 
tu respuesta.
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 77
 aliza do disco 
Evaluació de proceso
I. Marca la alternativa que consideres correcta.
Introducción ecuaciones redox
1. ¿Qué sucede cuando una sustancia se oxida?
 . Pierde protones.
B. Gana protones.
C. Pierde electrones.
D. Gana electrones.
E. Pierde masa.
2. ¿Qué ocurre cuando un compuesto se reduce?
 . Pierde protones.
B. Pierde masa.
C. Pierde electrones.
D. Gana electrones.
E. Gana protones.
3. En una reacción de oxido-reducción, la especie que 
gana electrones:
I. es el agente oxidante.
II. se reduce.
III. pierde masa.
IV. es el agente reductor.
V. se oxida.
 . Solo I.
B. Solo I y II.
C. Solo II y IV.
D. Solo IV y V.
E. Solo I, II y III.
Estado de oxidación
4. ¿Cuál es el número de oxidación de un elemento?
 . +2
B. +1
C. 0
D. –1
E. –2
5. ¿Cuál es, respectivamente, el número o estado de oxi-
dación de los iones de los metales alcalinos y alcalinos 
térreos?
 . +1 y +2
B. –1 y –2
C. 0 y 0
D. +2 y +1
E. –2 y –2 
6. ¿Cuál es el número de oxidación del hidrógeno en el 
dihidruro de calcio, CaH
2
?
 . +1
B. –1
C. 0
D. +2
E. –2
7. ¿Cuál de las siguientes series nos muestra los estados 
de oxidación correctos de los átomos de nitrógeno en 
las tres especies siguientes?
 N
2
(g) NO
2
(g) NO
3
–(ac)
 . 0 +4 +5
B. –3 – 2 +3
C. 0 +2 –3
D. –3 –4 –3
E. –2 +6 +5
8. En la siguiente reacción redox:
4 HCl(ac) + MnO
2
(s) MnCl
2
(ac) + 2 H
2
O(ℓ) + Cl
2
(g)
¿qué ocurre con el manganeso, Mn?
 . Se reduce y su número de oxidación cambia 
de +2 a +4. 
B. Se oxida y su número de oxidación cambia 
de +4 a +2.
C. Se reduce y su número de oxidación cambia 
de +4 a +2.
D. Se oxida y su número de oxidación cambia 
de +2 a +4.
E. El manganeso en esta reacción mantiene su estado 
de oxidación.
9. Considera la siguiente reacción redox en medio ácido:
3 SO
2
(g) + 3 H
2
O(ℓ) + ClO3–(ac) 3 SO
4
2–(ac) + 
6 H+(ac) + Cl–(ac)
¿Cuál es la semirreacción de reducción?
 . ClO
3
– + 6 H+ Cl– + 3 H
2
O + 6 e–
B. ClO
3
– + 6 H+ + 6 e– Cl– + 3 H
2
O
C. SO
2
 + 2 H
2
O SO
4
2– + 4 H+ + 2 e–
D. SO
2
 + 2 H
2
O + 2 e– SO
4
2– + 4 H+
E. Ninguna de las anteriores. 
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 78
21 43
Método ion-electron.
10. En la siguiente reacción de óxido-reducción no 
balanceada: 
__O
2
(g) + __H+(ac) + __ g(s) __ g+(ac) + __H
2
O(ℓ)
¿cuáles son los coeficientes de la ecuación equilibrada?
 . 1, 4, 4, 4, 2
B. 1, 4, 1, 1, 2
C. 1, 2, 1, 1, 1
D. 1, 1, 1 ,1, 1
E. 1, 2, 1, 2, 2
11. ¿Cuántas moléculas de agua están involucradas en la 
siguiente reacción redox de bismutación?
I– + IO
3
– I
2
 . 8
B. 6
C. 4
D. 2
E. 1
Anota el nivel de logro de tus aprendizajes de la Unidad según 
la categoría de desempeño dada: 
1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Logrado.
 Comprendo los conceptos generales de oxidación y 
reducción. 
(Preguntas 1 a la 3)
 Reconozco los elementos que se oxidan y se reducen al 
determinar su estado de oxidación. 
(Preguntas 4 a la 9)
 Aplico el método ion-electrón para identificar las 
semirreacciones y así determinar potenciales. 
(Preguntas 10 a la 13)
Mi eStADO
II. Desarrolla y contesta las siguientes preguntas.12. naliza la siguiente reacción y responde: 
El dicromato de potasio, K
2
Cr
2
O
7
, en medio acuoso 
ácido reacciona con yodo sólido, I
2
, de acuerdo a la 
siguiente ecuación no equilibrada:
I
2
(S) + H+ + Cr
2
O
7
2–(ac) IO
3
–(ac) + Cr3+(ac) + H
2
O(ℓ)
 . ¿Cuáles son los números de oxidación de todos los 
átomos que participan en esta reacción?
B. ¿Por qué se trata de una reacción óxido-reducción?
C. ¿Cuál es el agente oxidante y cuál el reductor? 
Justifica tu respuesta.
D. Escribe las semirreacciones de oxidación y de 
reducción.
E. Anota la ecuación balanceada.
13. Utilizando los potenciales estándares, justifica por 
qué la adición de cinc metálico a una disolución de 
ácido clorhídrico da origen a una reacción espontánea 
de óxido-reducción en la que el cinc se oxida y el H+ 
se reduce a H
2
 gaseoso, el que produce un vigoroso 
burbujeo. Potenciales estándares: Zn2+|Zn= – 0,763 V 
y H+|H
2
 = 0,000 V, respectivamente.
 . Escribe las semirreacciones de oxidación y 
reducción con sus respectivos potenciales 
estándares y calcula el ∆E0 de la reacción.
B. ¿Cómo variará este potencial si la concentración de 
H+ disminuye a la mitad? 
C. En estas condiciones, ¿la reacción sigue siendo 
espontánea? Explica.
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 79
 en
sa
m
ie
n
to
 
ci
e
n
tí
fi
co
 Alessandro Volta (1745-1827) 
establece que la diferencia de potencial 
entre dos metales puede producir una 
corriente eléctrica.
 a imagen muestra una de las primeras 
pilas que construyó Volta. Para ello 
utilizó cobre, cinc, fibra, cristal y 
madera.
Historia de la electroquímica
Evaluación del impacto en la sociedad de las aplicaciones 
tecnológicas, argumentando sobre la base de conocimientos 
científicos
Hoy en día es común el uso de teléfonos celulares y de computadores portátiles. Estos 
artefactos, al igual que las antiguas radios portátiles, tienen por similitud el empleo de 
baterías o pilas para su funcionamiento. Por otra parte, se ha masificado la utilización de 
automóviles eléctricos en países desarrollados como alternativa de transporte ecológico. Sin 
embargo, ¿qué tienen en común? 
Principalmente que todos los dispositivos nombrados usan una reacción química para 
producir electricidad y así funcionar. Este efecto es el centro de estudio de la electroquímica, 
una rama de la química que investiga el intercambio de electrones que se produce en 
una reacción y que, como resultado de este flujo de electrones, se origina una corriente 
eléctrica que se aprovecha como fuente de energía. Pero ¿cómo se desarrolló la idea de 
utilizar esta propiedad y cómo afecta la implementación de esta tecnología en nuestra vida?
Para comenzar, debemos dar luces de lo que fue el estudio de la electricidad en la historia. A 
finales del siglo XVI, ya se estudiaba el efecto magnético que produce la electricidad al pasar 
por un trozo de metal, conocido como electromagnetismo; luego, se construyó el primer 
generador eléctrico por parte de Otto von Guericke. En 1781, Charles Augustin de Coulomb 
establece la ley de atracción y repulsión electrostática y en su honor se denomina coulomb, 
C, a la unidad de carga eléctrica.
El primer hecho histórico relacionado directamente con el desarrollo de la electroquímica fue 
el descubrimiento hecho por el anatomista y médico italiano Luigi Galvani en 1780. Galvani 
propone la existencia de la electricidad animal, al demostrar que se produce un movimiento 
involuntario en la extremidad de una rana debido al paso de una corriente eléctrica después 
de colocar en contacto el músculo y nervios con un metal. Este descubrimiento cimentó 
las bases para el estudio del funcionamiento de las neuronas y el posterior desarrollo de la 
neurociencia.
A comienzos del siglo XIX, Alessandro Volta contradice la hipótesis de Galvani al realizar sus 
propios experimentos de electricidad animal, llegando a la conclusión de que no era necesaria 
la participación de los músculos de los animales para producir corriente eléctrica, sino que 
esta corriente era generada por la diferencia de potencial entre los metales del que estaban 
compuestos los materiales utilizados al efectuar el experimento.
Volta logró construir la primera pila eléctrica o pila voltaica, con lo que no solo demostró 
que él se encontraba en lo cierto, sino que además consigue introducir la idea de conducción 
iónica, mecanismo por el cual sales disueltas en agua pueden conducir electricidad, idea 
que fue corroborada un siglo después por Arrhenius. Debido al descubrimiento hecho por 
Volta, se asignó como Volt, V, a la unidad de potencial eléctrico.
Desde entonces, el estudio de la electroquímica se basó en la forma de perfeccionar la 
construcción de pilas al modificar los electrodos y soluciones electrolíticas. Sin embargo, 
también hubo avances tecnológicos derivados de estas investigaciones.
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 80
 433 4
 Este modelo utiliza una celda 
combustible para funcionar. En ella, el 
combustible es empleado para generar 
energía eléctrica, lo que permite el 
funcionamiento normal del vehículo.
 Efecto de la corrosión del agua de mar 
sobre una embarcación.
1. Lee estas páginas y analiza su contenido. Luego, responde las siguientes preguntas:
a. ¿Qué importancia tuvo el descubrimiento de Galvani para explicar ciertas enfermedades 
mentales? Justifica.
b. ¿Cómo se ve favorecida la utilización de los artículos portátiles con el continuo desarrollo 
de la pila voltaica? Fundamenta.
c. ¿Por qué las construcciones hechas en el litoral deben gastar más en productos contra la 
corrosión que otras levantadas, por ejemplo, en la ciudad?
2. Redacta un informe sobre otros usos de procesos electroquímicos. Para ello puedes leer 
las siguientes páginas web:
 https://www.codelcoeduca.cl/proceso/electroobtencion/t-celdas.html
 http://www.iie.org.mx/reno99/apli.pdf
 http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htm/sec_6.htm
A ctividad propuesta
Aplicaciones de la electroquímica
Hoy en día podemos situar en dos grandes áreas tecnológicas el uso de la electroquímica. 
Estas son la protección contra la corrosión y la generación y almacenamiento de energía.
 rotección contra corrosión
A partir de la relación entre la carga que se aplica en un circuito con la cantidad de material 
que se deposita sobre la superficie de otro, hecha por Michael Faraday, se perfecciona la 
técnica del electrorrecubrimiento, la cual consiste en cubrir una superficie con una capa de 
metal puro. Este recubrimiento es utilizado para proteger la superficie de metales que están 
expuestos a ambientes corrosivos.
Esta técnica se basa en cubrir la superficie de estos con un material de sacrificio, es decir, 
que se degradará antes que el material que se está protegiendo, lo que permite así que la 
estructura base se mantenga en el tiempo. Un ejemplo de esto es el cromado o niquelado de 
piezas de acero en vehículos. 
Sin embargo, el costo involucrado en este proceso, además de la factibilidad técnica de 
cubrir piezas de mayor tamaño, ha derivado en el uso de un sistema llamado protección 
catódica. Esta técnica involucra agregar a la superficie de la estructura piezas metálicas que 
se “sacrificarán” oxidándose primero al funcionar como ánodo, transformando la estructura 
en un cátodo. Con ello, se forma una capa de óxido que protege a la estructura de agentes 
oxidantes externos.
Este método es altamente utilizado en la protección del acero que se emplea en la 
construcción de barcos y plataformas petrolíferas. 
Generación y almacenamiento de energía
En la búsqueda de la optimización del uso de la energía, los sistemas electroquímicos han 
presentado los mejores resultados en el almacenamiento de energía, ya que cumplen con 
las características necesarias, tales como generar una gran cantidad de energía en corto 
tiempo, además de ser confeccionados de materiales ligeros, como polímeros, permitiendo 
así reducir el tamaño y la masa de estasbaterías.
La nueva generación de acumuladores de energía no solo permitirá el desarrollo de 
vehículos eléctricos de bajo costo y con un mayor rendimiento en comparación con los 
que hoy recorren las calles, sino que provocarán una disminución radical en emisión de 
contaminantes al ambiente.
En cualquier tipo de celda 
electrolítica, se identifica 
como:
Án d : donde ocurre 
oxidación (ambos términos 
empiezan con vocal).
Cát d : donde ocurre 
reducción (ambos términos 
comienzan con consonante).
Para GrA Ar
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 81
Celdas electroquímicas
Es muy probable que en más de una oportunidad hayas tenido que 
cambiar las pilas de un juguete o de algún aparato electrónico para que 
siguiera funcionando. Estos dispositivos son celdas electroquímicas en 
las que se genera energía eléctrica a partir de reacciones químicas y se 
las conoce como celdas galvánicas. También existen otras en las que se 
produce una reacción química debido al suministro de energía eléctrica 
al sistema y se conocen como celdas electrolíticas.
Las reacciones redox en estas celdas se deben a la transferencia de 
electrones de una sustancia a otra. ¿Cómo ocurre? Veamos una reacción 
redox en la que se efectúa la transferencia de electrones en forma directa. 
Al poner en contacto una placa de Zn con una disolución acuosa de 
CuSO
4
, se observa que el Zn se oxida y que el ion Cu2+ se reduce y se 
deposita como Cu metálico sobre la superficie del Zn; los electrones se 
transfieren directamente desde el Zn al ion Cu2+, tal como lo muestra la 
imagen del costado. Esta es una reacción que sucede en forma espontánea, 
pero la energía liberada en estas condiciones no puede aprovecharse para 
efectuar trabajo eléctrico. Observa la ecuación:
Zn(s) + Cu2+(ac) Zn2+(ac) + Cu(s) ∆E = 1,1 V (∆G < 0)
Sin embargo, si el agente oxidante, Cu2+, se separa físicamente del agente 
reductor, Zn, y la transferencia de electrones se lleva a cabo a través de 
un alambre conductor externo, el flujo de electrones genera corriente 
eléctrica, la que puede ser usada para operar un pequeño motor o 
encender una linterna.
La reacción entre Zn y Cu2+ dispuesta en la forma de celda electroquímica 
es la pila o celda de Daniell, la que fue publicada en 1839 por el inglés 
John Frederic Daniell y que puedes observar en la ilustración al costado. 
En esta pila, cuando el Zn entrega electrones al alambre, los iones Zn2+ 
pasan a la disolución y producen un exceso de cationes (cargas positivas). 
Simultáneamente, cuando los electrones llegan al Cu a través del alambre, 
los iones Cu2+ se reducen a Cu y queda en esa semicelda un exceso de 
aniones, aquellos que estaban asociados a los Cu2+ que fueron reducidos. 
Para lograr un balance en las cargas de los iones en cada semicelda y 
mantener la electroneutralidad de las disoluciones, desde el puente 
salino deben migrar iones negativos, SO
4
2–, hacia el electrodo Zn2+|Zn 
y iones positivos, K+, hacia el electrodo Cu2+|Cu. Después de un tiempo 
de funcionamiento de la celda, se aprecia que el Cu se engruesa y el Zn 
se adelgaza.
Las semirreacciones de cada semicelda y la reacción global son:
Zn(s) Zn2+(ac) + 2 e– E0
ox
 = 0,76 V
Cu2+(ac) + 2 e– Cu(s) E0
red
 = 0,34 V
Zn(s) + Cu2+(ac) Zn2+(ac) + Cu(s) E
celda
 = 1,1 V ΔG < 0
La diferencia de potencial entre los dos electrodos proporciona la fuerza 
que empuja a los electrones a través del circuito externo, por eso se le 
denomina fuerza electromotriz, FEM. También se le llama potencial 
de celda, E
celda
, y como se mide en volt, se suele designar como voltaje 
de celda.
Celda de Daniell
 Celda de Daniell. Cada vaso constituye una semicelda y cada 
uno de los sistemas Zn2+|Zn y Cu2+|Cu corresponden a los 
electrodos. El Zn y el Cu metálicos conducen los electrones 
externamente a través de un cable desde una semicelda a la 
otra. Para ello se debe cerrar el circuito y unir ambas 
disoluciones (Zn2+ y Cu2+) a través de un puente salino formado 
por una disolución de K
2
SO
4
 (por ejemplo). Este puente 
mantiene la electroneutralidad de las disoluciones en ambas 
semiceldas.
 os iones de Cu se depositan como Cu metálico sobre la 
placa de cinc y los electrones de Zn se transfieren 
directamente al ion Cu2+.
Disolución de sulfato 
de cobre (II)
Disolución de 
sulfato de cinc
Puente 
salino
Disolución de 
sulfato de cobre
El
ec
tro
do
 d
e 
co
br
e
El
ec
tro
do
 d
e 
ci
nc
Zn2+
Cu2+
Cu
Zn
Placa de cinc
Cobre
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 82
 3 4
 ilas y baterías
En nuestro diario vivir estamos acostumbrados a utilizar instrumentos electrónicos de 
diversa índole que necesitan una fuente de energía para su funcionamiento. Muchos de 
ellos operan sin estar conectados a una fuente fija de electricidad. Esto se ha logrado gracias 
a que existen celdas voltaicas que sirven como fuentes portátiles de electricidad: las pilas 
y las baterías.
Una pila está formada por una celda electroquímica o galvánica. El nombre de batería se 
reserva para la unión de dos o más celdas conectadas en serie para conseguir un voltaje 
equivalente a la suma de las FEM de las celdas individuales. Aunque hay varios criterios 
para clasificarlas, hemos elegido una descripción general de los tipos de baterías o pilas para 
estudiarlas. Estas son: pilas o baterías primarias, no recargables; pilas o baterías secundarias, 
recargables, y pilas o celdas de combustibles. Revisemos en qué consiste cada una de ellas.
Pilas y baterías primarias, no recargables o irreversibles
A este grupo pertenecen todas aquellas pilas y baterías que, una vez descargadas, no pueden 
recargarse y, por lo tanto, deben ser desechadas. 
La mayoría de las pilas primarias son de pequeño tamaño, cilíndricas o planas. Poseen un 
separador absorbente que mantiene el electrolito retenido, por lo que también se denominan 
pilas secas. Se emplean en dispositivos portátiles, como radios, equipos fotográficos, juguetes, 
en los que se justifica su uso por su baja masa (alta densidad de energía), bajo costo y baja 
autodescarga, lo que permite utilizarlas después de largos períodos de almacenamiento. 
Entre estas mencionaremos las pilas de Zn|MnO
2
: la pila de Leclanché y la alcalina.
Llamada comúnmente pila 
seca, es la más antigua de 
las pilas primarias (1866). 
En realidad, esta no es 
una pila totalmente seca, 
ya que contiene una pasta 
electrolítica húmeda en su 
interior. La FEM de esta pila 
es 1,5 V y sus aplicaciones 
más importantes son: 
radios portátiles, linternas y 
juguetes.
Las semirreacciones que ocurren en ella son:
Ánodo (–): Zn(s) Zn2+(ac) + 2 e–
Cátodo (+): 2 NH
4
+(ac) + 2 e– 2 NH
3
(g) + H
2
(g)
Los productos del cátodo son gases y pueden ocasionar una 
explosión, por lo que se agrega MnO
2
, un agente oxidante que 
oxida H
2
 a H
2
O. Además, el amoniaco gaseoso reacciona con 
los iones Zn2+ provenientes del cloruro de Zn y forma un ion 
complejo.
Esta pila tiene mayor costo, 
pero se ha creado para 
eliminar los problemas de 
la pila seca común. También 
produce 1,5 V y se fabrica 
en forma ci l índrica y 
de botón Se utiliza en 
equipos de TV, radios, 
iluminación de emergencia, 
calculadoras, entre otros.
Las semirreacciones del 
ánodo y del cátodo de esta 
celda son, respectivamente:
Zn(s) + 2 OH–(ac) ZnO(s) + H
2
O(ℓ) + 2 e–
2 MnO
2
(s)+ H
2
O(ℓ) + 2 e– 2 NH
3
(g) + H
2
(g)
La reacción principal es nuevamente la oxidación de Zn, 
pero esta vez en condiciones básicas. En estas pilas no se 
forman gases como producto en la reacción del cátodo y 
aunque son más costosas, ofrecen un mejor rendimiento, 
ya que conservan un voltaje útil durante más tiempo y 
proporcionan hasta 50% más de energía total.
 ila de Leclanché ila alcalina
Junta
Ánodo (Zn más 
electrolito de KOH)
Cátodo (MnO
2
 más 
conductor)
Capa anódica de 
cinc
Cátodo de 
gráfito
Pasta húmeda de 
NH
4
Cl, MnO
2
 y carbón
 ata de la celda Separador
Capa anódica
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 83
Pilasy baterías secundarias, recargables o reversibles
La principal característica de las baterías secundarias es su aptitud para ser recargadas. La 
construcción, diseño y selección de los materiales activos debe hacerse considerando que 
la batería debe soportar el mayor número posible de ciclos de carga-descarga sin que se 
produzca pérdida importante en su capacidad de operación.
El proceso de carga se efectúa conectando una fuente de corriente continua externa en 
dirección opuesta a la descarga; así, se invierte la reacción neta espontánea de la celda y se 
restablece la concentración original de los reactantes. Recargar la batería significa invertir 
la reacción electroquímica aplicando un voltaje externo. Este tipo de proceso se llama 
electrólisis. Las baterías de arranque de automóviles (acumulador de plomo) y las de litio 
son ejemplos de baterías de esta clase. Veámoslas.
Batería o acumulador de plomo (batería b-ácido)
Es la batería secundaria más antigua y una de las más conocidas. La primera de 
este tipo fue construida por Planté en 1890. Se usa comúnmente en automóviles 
para iniciar el encendido del motor; una vez que el motor está funcionando, esta 
se recarga por la corriente que proviene del alternador. Las semirreacciones que 
se desarrollan en esta batería son las siguientes:
Ánodo (–): Pb(s) + SO
4
2– (ac) PbSO
4
(s) + 2 e–
Cátodo (+): PbO
2
(s) + 4 H+(ac) + SO
4
2– (ac) + 2 e– PbSO
4
(s) + 2 H
2
O(ℓ)
Observa la ilustración que muestra la composición y funcionamiento de esta 
batería. Cuando opera entregando energía eléctrica, el proceso neto consiste en 
cubrir ambos electrodos con una película de PbSO
4
 sólido blanco con consumo 
de ácido sulfúrico.
En el proceso de carga, el PbSO
4
 se convierte en Pb metálico y PbO
2
 y se regenera 
el ácido sulfúrico consumido en la descarga. Cada celda produce 2 V y las seis 
celdas conectadas en serie, un total de 12 V.
Baterías de ion-litio
Las baterías de litio son las más valoradas en cuanto a su potencial y en las que más esfuerzos 
se han destinado para su investigación y desarrollo a nivel mundial. ¿Por qué? El litio es 
el metal más ligero que existe, lo que da lugar a una alta capacidad específica (A/kg) que 
permite obtener la misma energía con una masa muy inferior. Por otra parte, cuando un 
ánodo de litio metálico se combina con cátodos de ciertos óxidos de metales de transición, 
las celdas reversibles resultantes presentan valores de voltaje, FEM, superiores al de otros 
sistemas. Finalmente, los materiales que componen estas baterías no representan problemas 
de posible contaminación ambiental.
En las primeras baterías de litio, el electrodo positivo 
(cátodo) era normalmente un óxido o sulfuro metálico 
que intercalaba y desintercalaba iones litio en los 
procesos de descarga y carga en forma reversible, y el 
electrodo negativo (ánodo) poseía litio metálico. Más 
tarde se desarrollaron las baterías de ion-litio en las que 
el ánodo no está formado por Li, sino por otro material 
capaz de almacenar iones de litio; por ejemplo, el grafito.
 Acumulador de plomo. Consta de seis 
celdas idénticas conectadas en serie. 
Cada una tiene un ánodo de plomo 
poroso y un cátodo de dióxido de plomo 
compactado en una placa de metal. 
 os electrodos se colocan 
alternativamente y sumergidos en una 
disolución de ácido sulfúrico al 30 %, 
que actúa como electrolito.
 Baterías de ion-litio. 
Electrolito de 
H
2
SO
4
Rejilla de plomo rellena de plomo 
esponjoso (ánodo)
Rejilla de plomo 
rellena de PbO
2
 
(cátodo)
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 84
 3 4
Pilas o celdas de combustibles
Una pila de combustión es un dispositivo que convierte continuamente la energía química 
de un combustible y de un oxidante en energía eléctrica. Difieren de otras pilas en que 
los materiales activos están fuera de la celda y se incorporan de manera continua desde 
reservorios externos mientras la celda está operando. Entre los combustibles utilizados en 
este tipo de celdas destacan el H
2
, los hidrocarburos, el gas natural y el metanol. Como 
oxidante se emplea aire u O
2
. 
Revisemos con más detalle en qué consiste la celda hidrógeno-oxígeno.
Celda hidrógeno-oxígeno
Es una de las más conocidas. Data del año 1960 y fue usada en el suministro de energía en 
las misiones espaciales Gémini y Apolo.
La celda consta de un electrolito en disolución que puede ser KOH al 30 % - 50 % a 
120 oC, y dos cilindros de carbón poroso. El ánodo está embebido con Ni, y el cátodo con Ni 
y NiO; estos actúan como electrocatalizadores, facilitando la descomposición inicial de las 
moléculas de O
2
 e H
2
 en especies atómicas antes de la transferencia de electrones. Los gases, 
hidrógeno y oxígeno, se burbujean a través del ánodo y del cátodo, respectivamente, donde 
ocurren las siguientes semirreacciones:
Ánodo: 2 H
2
(g) + 4 OH– (ac) 4 H
2
O(ℓ) + 2 e–
Cátodo: O
2
(g) + 2 H
2
O(ℓ) + 4 e– 4 OH– (ac)
Reacción neta: 2 H
2
(g) + O
2
(g) 4 H
2
O(ℓ)
El agua producida en esta reacción neta debe extraerse de la celda para mantener la 
concentración del electrolito.
Las características más destacadas de las celdas de combustibles son su alto rendimiento, 
larga duración y ser no contaminantes. Uno de los inconvenientes que presenta es que el 
rendimiento aumenta con la temperatura y la presión interna de la celda, lo que acrecienta 
los problemas de corrosión de los materiales. Por esto, en la actualidad se está trabajando 
para encontrar una solución definitiva, o al menos momentánea, que permita mejorar la 
relación entre el rendimiento y la vida del sistema.
 Celda H
2
-O
2
1. Calcula la FEM de la celda H
2
-O
2
 en condiciones estándares.
2. Escribe las semirreacciones, la reacción global y calcula la FEM de esta celda, ΔE0, si el 
electrolito utilizado fuera un ácido.
3. Calcula el número de celdas H
2
-O
2
 que debieran conectarse en serie para suministrar la 
energía necesaria para recargar la batería de un celular. Recuerda que un cargador de 
celular entrega 5,0 V para este efecto.
4. Un alumno de cuarto medio quiere recubrir con cobre un medallón del mismo material. 
Para ello le pide a su profesor de química los materiales necesarios: vasos de vidrio, fuente 
de poder, electrodos de cobre y grafito y disoluciones de sulfato de cobre y sulfato de cinc, 
para armar el sistema que se muestra al costado. Al respecto, analiza y responde:
a. Si en el vaso B se produce la oxidación, ¿qué disolución y 
electrodo debe utilizar el alumno? Justifica.
b. ¿Cuál es la carga eléctrica del cátodo? xplica.
c. ¿Qué sucedería si al armar el sistema, el alumno invierte la 
polaridad de la fuente de poder? Fundamenta.
A ctividad propuesta
Para informarte más acerca de 
las baterías de litio y las celdas 
de combustibles, visita los 
siguientes sitios:
http://www.cienciateca.com/
ctslibat.html
http://www.cienciateca.com/
fuelcells.html
en LíneA
Cátodo
Voltímetro
K+
OH–
H
2
O
Electrodos de 
carbón poroso
Entrada de O
2
Entrada 
de H
2
e–
e–
Salida de 
H
2
O
Ánodo
A
B
D
C
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 8 
Celdas electrolíticas y electrólisis
Hasta ahora hemos descrito la forma en que se puede producir 
corriente eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas en las 
celdas electroquímicas o voltaicas. Sin embargo, es igualmente 
importante el proceso opuesto, en el que se usa una corriente 
eléctrica continua (DC), ya sea desde una batería u otra fuente, para 
provocar una reacción química que no ocurre espontáneamente. Estos 
procesos reciben el nombre de electrólisis y se llevan a cabo en celdas 
electrolíticas.
Revisemos la figura y lo descrito en la página 82 para la celda de 
Daniell, que funciona espontáneamente y cuya FEM es 1,1 V. El 
proceso neto lo representa la siguiente ecuación:
Zn(s) + Cu2+(ac) Zn2+(ac) + Cu(s) E0
celda
 = 1,1 V
Si en esta misma celda, en vez de conectar el voltímetro se conecta una 
fuente de corriente DC, por ejemplo una batería, tal comose muestra 
en la imagen del costado, ¿qué ocurre? En esta situación se obliga a 
los electrones a entrar por el electrodo de Zn, el cátodo, y salir por 
el electrodo de Cu, el ánodo. La reacción global o neta es la inversa 
de la reacción de la celda voltaica; por lo tanto, el E0
celda
 será negativo. 
Veamos sus ecuaciones:
Cátodo (–): Zn2+(ac) + 2 e– Zn(s) E0
red
 = –0,76 V
Ánodo (+): Cu(s) Cu2+(ac) + 2 e– E0
ox
 = –0,34 V
Reacción global: Zn2+(ac) + Cu(s) Zn(s) + Cu2+(ac) E0
celda
 = –1,1 V
¿Qué se deduce a partir de esta información? Que para realizar esta electrólisis hay que 
aplicar un potencial mayor que 1,1 V, de modo de forzar a los electrones a fluir en el 
sentido inverso, es decir, no espontáneo; de esta manera, se podrá depositar Zn en el cátodo 
debido a su reducción, y oxidar Cu a Cu2+ en el ánodo. La celda voltaica o electroquímica 
se transforma así en una celda electrolítica y, como resultado, después de un tiempo de 
electrólisis, se observará que la barra de Zn se engruesa y la de cobre se adelgaza.
Ya sea en una celda electroquímica (voltaica) o electrolítica, el ánodo y el cátodo siempre 
se refieren a electrodos donde se produce la oxidación y reducción, respectivamente; sin 
embargo, la polaridad de estos electrodos se invierte. Observa y aprende la información de 
la siguiente tabla:
Celda Oxidación Reducción
Voltaica Ánodo (–) Cátodo (+)
Electrolítica Ánodo (+) Cátodo (–)
Para GrA Ar
La oxidación siempre ocurre en el ánodo:
 En una celda electroquímica o voltaica, 
el ánodo es negativo (–) debido a la 
acumulación de electrones liberados en 
la semirreacción de oxidación.
 En una celda electrolítica, el ánodo 
es positivo (+), puesto que de él se 
retiran electrones.
La reducción siempre sucede en el 
cátodo:
 En una celda electroquímica o voltaica, 
el cátodo es positivo (+) debido a 
que de él se retiran electrones en la 
semirreacción de reducción.
 En una celda electrolítica, el ánodo es 
negativo (–), puesto que los electrones 
se dirigen hacia él.
Disolución de 
sulfato de cinc
Puente 
salino
Disolución de 
sulfato de cobre
El
ec
tro
do
 d
e 
co
br
e
El
ec
tro
do
 d
e 
ci
nc
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 86
 3 4
Electrólisis en procesos industriales
Los procesos electrolíticos son fundamentales en la industria química y en la sociedad 
moderna. Muchos elementos químicos se producen casi exclusivamente por electrólisis; 
por ejemplo, el magnesio, Mg; el sodio, Na, y el aluminio, Al. Algunos compuestos, como 
hidróxido de sodio, NaOH, y el permanganato de potasio, KMnO
4
, también se producen 
mediante electrólisis.
Igualmente importante es la electrólisis en la refinación de algunos metales, especialmente el 
cobre, y en procesos de electrorrecubrimiento o galvanoplastía, para proteger a los metales 
contra la corrosión, o bien con fines decorativos, como el recubrimiento con oro.
En conjunto, estos procesos electrolíticos se denominan procesos electrometalúrgicos o 
electrometalurgia. Veamos algunos ejemplos.
Electrólisis de una disolución acuosa de NaCl: proceso cloro-sosa
Una de las mayores industrias electroquímicas en la actualidad es la destinada a la obtención 
de cloro y sosa o hidróxido de sodio. Estos compuestos son muy cotizados, pues se utilizan 
fundamentalmente para el tratamiento de aguas y la producción de papel. Además, el cloro 
también se emplea para la síntesis de polímeros, como el cloruro de polivinilo, PVC, y el 
hidróxido de sodio en la fabricación de jabones y detergentes.
Desde el desarrollo de las primeras plantas de cloro-sosa a fines del siglo XIX hasta la fecha, 
estas han experimentado diversas modificaciones con el fin de reducir sus costos, mejorar la 
calidad de los productos y reducir la obtención de residuos peligrosos. Las primeras celdas 
construidas para la producción de cloro-sosa carecían de separación y utilizaban sustancias 
tóxicas como el mercurio. Actualmente, los compartimentos del ánodo y del cátodo se 
encuentran separados por un diafragma o una membrana. Las celdas más modernas usan 
una membrana polimérica selectiva a cationes, lo que favorece el rendimiento y la pureza 
de los productos obtenidos. 
La ilustración muestra la electrólisis de NaCl(ac) en una celda cloro-sosa con diafragma que 
evita el contacto del Cl
2
 con el NaOH (ac), impidiendo que el cloro se transforme en ClO– y 
Cl–. El ánodo puede ser de grafito, mientras que el cátodo y el diafragma se fabrican como 
una unidad compuesta, formada por una mezcla de asbesto y polímero sobre una red de 
alambre de acero.
Las posibles reacciones en esta celda son:
Cátodo
2 H
2
O(ℓ) + 2 e– H
2
(g) + 2 OH–(ac) E0
red
 = –0,83 V
Na+(ac) + e– Na(s) E0
ox
 = –2,71 V
Ánodo
2 Cl–(ac) Cl
2
(g) + 2 e– E0
red
 = 1,36 V
2 H
2
O(ℓ) O
2
(g) + 4 H+(ac) + 2 e– E0
ox
 = 1,23 V
 Electrólisis de NaCl(ac) en celda 
cloro-sosa.
H
2
(g)Cl
2
(g)
NaCl(ac)
NaCl(ac) + 
NaOH(ac)
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 87
NaCl 
fundido
Malla de hierro para impedir que 
el Na y el Cl
2
 entren en contacto
Ánodo de carbono 
2 Cl– Cl
2
(g) + 2 e–
Cátodo de hierro 
2 Na+ + 2 e– 2 Na(ℓ)
Na(ℓ)
Entrada de 
NaCl
Cl
2
(g)
Obtención de Na(ℓ) y Cl
2
(g) mediante electrólisis de cloruro de sodio fundido
La electrólisis de sales fundidas es un proceso electrometalúrgico muy importante para la 
producción de metales activos como el Na y el Al.
Como el NaCl es un compuesto iónico y cuando está en estado 
líquido (fundido) los iones Na+ y Cl- se mueven libremente, 
la preparación industrial de sodio se realiza por electrólisis 
de NaCl fundido. En la ilustración se muestra un esquema 
del montaje práctico de la celda de Downs utilizada para este 
propósito. ¿En qué consiste?
La celda se conecta a una fuente de voltaje continuo externo, 
la que actúa como bomba de electrones llevando electrones a 
uno de los electrodos que le imprime una carga negativa. 
Los iones Na+ son atraídos por esta carga negativa y son 
reducidos allí a Na metálico en estado líquido. Este electrodo es 
el cátodo, ya que en él ocurre la reducción. Simultáneamente, 
la fuente capta electrones del otro electrodo, dejándolo con 
carga positiva. Los iones Cl- son atraídos hacia él, captan los 
electrones y se oxidan a Cl
2
. Este último electrodo es el ánodo, 
porque en él ocurre la oxidación. Observa sus semirreacciones 
que aparecen al pie de la ilustración.
Electrorrecubrimiento
Este proceso consiste en depositar, mediante una electrólisis, una capa de un metal sobre otro 
metal con fines decorativos o para proteger al segundo metal de la corrosión. Por ejemplo, 
los cubiertos de mesa con baños de plata u oro consisten en una base de hierro con un 
recubrimiento fino de baño de plata o de oro. 
El objeto a recubrir constituye el cátodo de la celda electrolítica y el electrolito debe contener 
iones del metal con que se desea recubrir; en el caso de la plata, puede ser Ag(CN)
2
–(ac). 
Otro recubrimiento muy empleado es el cromado o baño de cromo, útil por su resistencia 
a la corrosión. El acero puede cromarse mediante una disolución de CrO
3
 + H
2
SO
4
; sin 
embargo, el depósito obtenido es fino y poroso, y tiende a resquebrajarse. La técnica que se 
usa consiste en, primero, bañar el acero con una capa de cobre o níquel, y, después, aplicar 
el baño de cromo.
Se han desarrollado también métodos para recubrir plástico con metal. En estos casos debe 
hacerse conductor al plástico aplicando una capa de grafito.
 Celda de Downs.
 Cubiertos bañados en oro. Dedal totalmente cromado. Espejo cobrizado.
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 88
 3 4
Electroobtención de cobre
En la metalurgia del cobre, ya sea a partir de minerales oxigenados o sulfurados, 
intervienen en forma importante los procesos electrolíticos. Uno de ellos es la 
electroobtención o electrodepositación, con el que se puede conseguir cobre, 
oro, plata y níquel de alta pureza.
Este procedimiento es uno de los más sencillos que se empleanen la actualidad 
y, en general, consiste en la recuperación, en forma pura y selectiva, de metales 
que se encuentran en disolución por medio de la precipitación por reducción 
electrolítica.
En el caso del cobre, esta metodología se utiliza para obtener el metal a partir 
de minerales oxidados, como óxidos de carbonatos o silicatos. Estos se procesan 
para conseguir una disolución de sulfato de cobre, CuSO
4
, la que se lleva a la 
planta de electroobtención.
En la planta, la disolución de CuSO
4
 es empleada como electrolito, y se hace 
circular a través de ella una corriente continua de baja intensidad entre cátodos 
y ánodos de acero inoxidable. De esta manera, los iones Cu2+ del metal son 
atraídos por los cátodos, de carga negativa, y se depositan en ellos. Las impurezas 
quedan disueltas en el electrolito y también precipitan como residuos o barros 
anódicos. Los cátodos, que contienen Cu de 99,99 % de pureza, se lavan y luego 
se despega el Cu del acero inoxidable. En este caso, la electroobtención genera 
cobre de tan alta pureza que no necesita ser refinado.
Electrorrefinación o refinación electrolítica de cobre
Este proceso permite la refinación del cobre mediante electrólisis. Consiste en 
utilizar como ánodos barras gruesas de cobre que se desean purificar, cuya masa 
puede fluctuar entre 200 y 360 kg, y como cátodos, barras delgadas de cobre 
muy puro de masas entre 3 y 7 kg. Se colocan en una piscina con una disolución 
de CuSO
4
 y H
2
SO
4
, la que se emplea como electrolito, y se aplica un potencial 
desde una fuente externa o se pasa una corriente continua a través de ella.
A medida que transcurre la electrólisis, el ánodo disminuye su tamaño y el 
cátodo, que corresponde a la barra de Cu, se engruesa. Los metales preciosos que 
originalmente se encontraban en la barra de Cu impuro (ánodo), como plata, oro 
y platino, no se oxidan durante la electrólisis y se depositan en el fondo de la celda 
electrolítica, constituyendo lo que se denomina el barro anódico. Éste se procesa 
posteriormente para obtener plata, oro, platino y otros elementos.
 Esquema de la electroobtención de Cu.
 Electrorrefinación de Cu.
Simula la electroobtención y la electrorrefinación de 
cobre con ayuda de los esquemas de esta página que 
representan cada electrólisis y los materiales y reactivos 
que se describen en la cápsula adjunta.
1. Anota tus observaciones, especialmente lo que ocurre 
en el cátodo y en el ánodo en cada experimento, 
distinguiendo las diferencias de cada procedimiento.
2. Escribe las ecuaciones para cada semirreacción redox 
y la reacción neta.
A ctividad experimental
- 2 cilindros de grafito
- 2 láminas de Cu de 2 x 10 cm
- 1 pila alcalina de 1,5 V
- 1 batería de 9 V
- Cables con caimanes
- áminas de plumavit
- 2 vasos de 150 o 250 m 
- 40 m de CuSO
4
 0,25 mol/ + 
0,3 m de H
2
SO
4
 1 mol/ (para 
cada vaso)
 ateriales y reactivos Para conocer más de los 
procesos de obtención de 
cobre, visita los sitios: 
https://www.codelcoeduca.cl 
https://www.codelcoeduca.cl/
proceso/lixiviacion/t-basica.html
en LíneA
O
2
Disolución de CuSO
4
Cátodo
Ánodo
Fuente de poder
I
e–
e–
I
Barras delgadas 
de Cu (cátodos)
Barras gruesas 
de Cu (ánodos)
Disolución de CuSO
4
 y H
2
SO
4
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 89
La corrosión, un fenómeno electroquímico 
La corrosión es un fenómeno natural y se define como el 
deterioro progresivo que sufren los materiales, preferentemente 
metálicos, por la reacción con O
2
 y/o H
2
O del medio que los 
rodea. Ocurre mediante un proceso electroquímico semejante 
al que tiene lugar en las celdas electroquímicas. Encontramos 
varios ejemplos de corrosión a nuestro alrededor, como el hierro 
oxidado, la empañadura de la plata o la pátina verde, especie 
de barniz duro que se forma en los objetos antiguos de bronce, 
cobre y el latón.
Este proceso causa enormes daños a las estructuras construidas 
con materiales corrosibles, como edificios, puentes, barcos y 
automóviles, y el reemplazo de las piezas deterioradas representa 
un costo adicional importante en el mundo. Por esta razón, 
el problema de la corrosión y el desarrollo de métodos para 
prevenirla son de gran importancia económica.
¿Por qué se corroen los metales? Sabemos que los metales se encuentran en la naturaleza en 
forma de óxidos, es decir, en un estado oxidado. Por este motivo, para obtener dichos metales 
es necesario reducir los óxidos (minerales) por medios químicos o electrolíticos, como es el 
caso del cinc, del magnesio y del aluminio.
Así, en presencia de oxígeno, todo metal refinado, con excepción de plata, Ag; oro, Au, 
y platino, Pt, puede ser revertido a su estado oxidado, ya que los óxidos metálicos son 
termodinámicamente más estables. La corrosión es, de hecho, el regreso del metal a su estado 
natural, el óxido. 
Analicemos el siguiente ejemplo. Tenemos dos metales, hierro, Fe, y aluminio, Al, que 
en contacto con oxígeno forman óxidos en su superficie. Sus ecuaciones se muestran a 
continuación:
4 Fe(s) + 3 O
2
(g)
H
2
O
2 Fe
2
O
3
 ∙ H
2
O(s) Óxido de hierro (III)
4 Al(s) + 3 O
2
(g)
H
2
O
2 Al
2
O
3
 ∙ H
2
O(s) Óxido de aluminio (III)
Estas películas de óxido que se forman en la superficie del metal pueden ser suficientemente 
duras y protegerlo, impidiendo que se siga oxidando. En este caso, el mejor ejemplo es el 
aluminio, un metal muy usado para fabricar utensilios domésticos.
El aluminio tiene mayor tendencia a oxidarse que el hierro (ver tabla de Eo
red
 de la 
página 70), y, por consiguiente, debería estar tanto o más expuesto que él a corroerse. Sin 
embargo, a diferencia del óxido de hierro (III), el óxido de aluminio (III), Al
2
O
3
, es muy 
poco soluble y queda firmemente adherido, por lo que sirve para protegerlo de la corrosión. 
Esta propiedad es muy bien utilizada. Un ejemplo de ello son las innumerables latas y 
productos de aluminio que vemos a diario. Su capa protectora de óxido permite que su 
corrosión química sea muy lenta, lo que, junto a su bajo costo, lo hace un material muy 
cotizado.
Otros metales, como cromo, níquel y estaño, también tienen esta propiedad, y por esto son 
empleados para revestir otros materiales con el fin de otorgarles esta característica.
 El daño por corrosión afecta no solo a 
objetos pequeños, sino también a 
grandes estructuras, cuyos costos de 
reparación son muy elevados.
 El aluminio es uno de los materiales 
más utilizados para fabricar utensilios 
de cocina y envases de refrescos. 
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 90
 3 4
¿Cómo ocurre la corrosión?
Hemos visto los daños que ocasiona la corrosión en los objetos y también qué lo genera; 
sin embargo, aún no sabemos cómo sucede. Ahora que tenemos el conocimiento para 
comprender el proceso, veámoslo.
Cuando un metal se corroe, una zona de su superficie debe funcionar como ánodo, donde 
tiene lugar la oxidación del metal. A este ánodo lo podemos representar por la siguiente 
semirreacción:
Zona anódica: M(s) Mn+(ac) + n e–
Observa la siguiente ilustración que representa el fenómeno:
Área catódica
O
2
OH–Mn+
H
2
O
e–
Área anódica
Los electrones liberados en esta oxidación pasan a través del metal a la zona catódica, otra 
parte del mismo metal, para producir la reducción de los agentes oxidantes que causan la 
corrosión. Así, la reducción de O
2
 o H
2
O se pueden representar, respectivamente, por las 
siguientes semirreacciones:
Zona catódica: 2 H
2
O(ℓ) + 2 e– H
2
(g) + 2 OH–(ac)
 O
2
(g) + 2 H
2
O(ℓ) + 4 e– 4 OH–(ac)
Las zonas anódicas en los materiales se generan por fracturas del recubrimiento de óxidos 
o alrededor de impurezas, mientras que las catódicas se producen en el recubrimiento de 
óxido o en sitios con impurezas metálicas menos reactivas. Para que haya corrosión debe 
existir un electrolito que contacte el ánodo y el cátodo.
Hemos mencionado como un agente corrosivo al O
2
, pero además de él, hay otras sustancias 
que pueden ayudar a lacorrosión d e los metales. A continuación, te describimos algunas 
de ellas:
 Los iones cloruros, Cl−, provenientes de ambientes marinos y de la sal que se esparce en 
los caminos nevados. Estos iones se pueden difundir a través de la capa protectora de 
óxido y formar cloruros del metal más solubles que los óxidos; de esta forma, se abre paso 
al O
2
 y H
2
O para atacar al metal. Por ello, a menudo se observan pequeños agujeros en la 
superficie de metales corroídos.
 El CO
2
 atmosférico. El Cu forma una capa verde de carbonato de cobre (II), CuCO
3
, 
producto de la reacción de Cu2+, formado en la zona anódica, con el CO
2
 atmosférico.
 El sulfuro de dihidrógeno, H
2
S, que contamina el aire. Los utensilios y joyas de plata 
desarrollan una capa negra de sulfuro de plata, Ag
2
S.
 El carbonato de cobre, CuCO
3
, se 
deposita en la superficie de los 
materiales y los corroe. Se observa 
como una capa verdosa.
 El oscurecimiento de las joyas de plata 
se debe a la capa de sulfuro de 
hidrógeno, H
2
S, que se deposita 
producto del aire del ambiente.
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 91
Corrosión del hierro
Si bien en la superficie del hierro se forma una capa de óxido 
protectora, esta es demasiado porosa para proteger al metal 
e impedir que se siga oxidando bajo la acción de O
2
 y H
2
O 
atmosféricos; por lo tanto, con el tiempo también experimenta 
corrosión.
Las reacciones implicadas son complejas, pero se cree que los 
pasos principales son:
 En la zona anódica, claramente ocurre la oxidación de Fe a 
Fe2+.
 En la zona catódica se pueden presentar dos reacciones según 
la cantidad de oxígeno presente.
Existen dos situaciones en las que se puede producir la corrosión 
del hierro: en ausencia de oxígeno en ambientes húmedos, y 
ante la exposición al aire o al agua corriente. Veamos lo que 
sucede en cada situación.
Cuando hay poco o no hay O
2
, como en el caso de un trozo 
de hierro enterrado en tierra húmeda, el H
2
O se reduce a 
H
2
(g) y OH–(ac), el que precipita al Fe2+ como Fe(OH)
2
(s). Las 
semirreacciones y la reacción neta son las siguientes:
Zona anódica: Fe(s) Fe2+(ac) + 2 e–
Zona catódica: 2 H
2
O(ℓ) + 2 e– H
2
(g) + 2 OH–
Reacción neta: Fe(s) + 2 H
2
O(ℓ) Fe(OH)
2
(s) + H
2
(g)
La escasez de O
2
 hace que la oxidación posterior de Fe(OH)
2
 llegue hasta la formación de 
magnetita negra, que consiste en una mezcla de Fe
2
O
3
 y FeO. La siguiente es su ecuación de 
formación:
3 Fe(OH)
2
(s) + ½ O
2
(g) Fe
3
O
4
(s) + 3 H
2
O(ℓ)
Esta magnetita negra es la que cubre al hierro que ha permanecido enterrado en la tierra.
En el caso del Fe expuesto al aire o al agua corriente, donde tanto el O
2
 como el H
2
O están 
disponibles, la corrosión es 100 veces más rápida que en ausencia o déficit de O
2
. En la zona 
catódica se reduce el O
2
 a OH-:
Zona anódica: Fe(s) Fe2+(ac) + 2 e– /4
Zona catódica: O
2
(g) + 2 H
2
O(ℓ) + 2 e– 4 OH–(ac)
Reacción neta: 2 Fe(s) + 2 H
2
O(ℓ) + O
2
(g) 2 Fe(OH)
2
(s)
Como hay más O
2
 disponible, la posterior oxidación de Fe(OH)
2
 lleva a la formación de 
óxido de hierro (III). Observa su ecuación:
4 Fe(OH)
2
(s) + O
2
(g) 2 Fe
2
O
3
(s) ∙ H
2
O(ℓ) + 2 H
2
O(ℓ)
Óxido de hierro (III) hidratado (café 
rojizo) Herrumbre
 Esquema de la corrosión del hierro en 
contacto con agua. El Fe en contacto 
con el agua se oxida a Fe2+, el que al 
entrar en contacto con el oxígeno, se 
oxida y forma el depósito de herrumbre.
 Debido a la fuerte interacción con 
oxígeno y agua, los materiales 
expuestos al aire libre o agua directa 
suelen corroerse mucho más rápido.
Cátodo Ánodo
O
2
e–
Fe2+(ac)
Gotita de agua
Aire
Depósito de herrumbre 
(Fe
2
O
3
 · xH
2
O)
O
2
 + 4 H+ + 4 e– 2 H
2
O
O
2
 + 2 H
2
O + 4 e– 4 OH–
Fe Fe2+ + 2 e–
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 92
 3 4
Protección contra la corrosión
Se han desarrollado muchos métodos, algunos más efectivos que otros, para prevenir o 
proteger a los metales contra la corrosión. Entre ellos mencionaremos: la inhibición anódica 
y la protección catódica.
Inhibición anódica
Este método tiene por objeto prevenir directamente la semirreacción de 
oxidación del metal. El recurso más obvio consiste en cubrir la superficie del 
metal con alguna pintura antióxido, o bien galvanizarla; es decir, recubrirla con 
otro metal. Sin embargo, si la pintura o el galvanizado experimenta algún daño y 
se expone al aire, aunque sea una pequeña porción del metal, el óxido se formará 
bajo la capa de pintura. 
La superficie de hierro puede inactivarse tratándola con un agente oxidante 
fuerte como el ácido nítrico concentrado, HNO
3
, para formar una película muy 
compacta y adherida de óxido. Este proceso se llama pasivación y pretende 
inhibir las reacciones de disolución del metal.
 rotección catódica
En este proceso se inhiben las reacciones catódicas. El metal que va a ser protegido 
se convierte en el cátodo de la celda electroquímica al cubrirlo o conectarlo 
con otro metal más fácilmente oxidable. Así, el hierro puede protegerse al ser 
recubierto electrolíticamente con una capa delgada de Zn (hierro galvanizado). 
El E0
ox
 para Zn es bastante más positivo que el de Fe; por lo tanto, el Zn metálico 
se oxida de manera preferente y constituye el ánodo. Sin esta protección, el Fe se 
oxidará rápidamente en agua. Un ejemplo de este efecto son las latas de conservas 
que se protegen recubriéndolas con estaño, Sn. 
La corrosión de las tuberías que están bajo tierra, la de los estanques para 
almacenamiento y la de cascos de barcos puede prevenirse ligándolos a metales 
como Zn o Mg, cuya oxidación es más fuerte que la del Fe. Como solo el Zn, 
o el Mg, es atacado durante el proceso electroquímico, se les llama ánodos de 
sacrificio. Una vez que estos se agotan, es decir se oxidan por completo, se los 
reemplaza por otros.
En el mercado existen sacapuntas de metal y otros de plástico, 
ambos con hojas de acero. Sin embargo, algunos de los 
sacapuntas metálicos contienen magnesio, Mg, en el soporte.
A partir de esta información te entregamos el siguiente proble-
ma: “ l Mg añadido al soporte, ¿será para proteger a la hoja de 
acero de la corrosión?”.
Plantea una hipótesis para este problema y ponlo a prueba. Para 
ello, consigue un sacapuntas de metal y otro de plástico; sumér-
gelos en salmuera, de manera independiente, por varios días. 
Observa y registra si hay alguna reacción. ¿Qué puedes concluir 
después de este experimento?
A ctividad experimental
 os metales más activos, 
es decir, más reductores, 
protegen a los menos activos 
de la corrosión.
Para GrA Ar
 Alambre de hierro galvanizado.
 Tubería de hierro con protección catódica para agua. 
 a tubería actúa como cátodo, y el ánodo de magnesio 
está rodeado de yeso, sulfato de sodio y arcilla para 
facilitar la conductividad de los iones.
Conexión 
soldada
Alambre de cobre 
aislado
Tubo de agua, el 
cátodo
Electrolito del 
suelo
Nivel del suelo
Ánodo de 
magnesio
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 93
 stor al 
Síntes s
Utiliza este resumen de los contenidos para elaborar tu propio organizador conceptual.
Reacciones de óxido-reducción
Las reacciones de óxido-reducción, también denominadas reacciones redox, son 
aquellas en que ocurre una transferencia de uno o más electrones. Este intercambio 
sucede simultáneamente.
Si un elemento o compuesto acepta electrones, se reduce. Si cede electrones, se oxida. 
El Estado de oxidación, EO, es un número que se asigna a los átomos en una molécula y 
coincide con la carga que tendría si todos los enlaces del que forma parte fuesen iónicos. 
El cambio de EO permite identificar una reacción como redox. La semirreacción de 
oxidación implica pérdida de electrones y aumento de EO y la semirreacción de 
reducción implica ganancia de electrones y una disminución en EO. 
Un agente oxidante es una sustancia capaz de oxidar a otra, aceptar electrones y al 
actuar como tal, se reduce Un agentereductor es una sustancia capaz de reducir a otra, 
ceder electrones y, al actuar como tal, se oxida. Las reacciones de desproporción o 
dismutación son aquellas en que una misma especie experimenta una oxidación y una 
reducción simultáneamente.
Páginas 58 a 67
 otenciales redox
Cada metal tiene un potencial que lo caracteriza y representa la fuerza que posee 
el metal para oxidarse, potencial de oxidación E
ox
, o la fuerza que tienen los iones 
de ese metal para reducirse, potencial de reducción E
red
. Se determinan midiendo 
la diferencia de potencial ΔE, entre el sistema y el electrodo estándar de hidrógeno 
EEH, que se utiliza como referencia o patrón y al que se le ha asignado E0 = 0,00 V. La 
diferencia de potencial estándar, ∆E0, de una reacción de óxido-reducción es igual a 
la diferencia de los potenciales estándar, E0, de las dos semirreacciones.
Páginas 68 a 75
Celdas electroquímicas y electrolíticas
Las celdas electroquímicas son dispositivos en los que se genera energía eléctrica 
a partir de reacciones químicas y se les conoce también como celdas galvánicas. La 
reducción ocurre en el cátodo, polo positivo, y la oxidación sucede en el ánodo, 
polo negativo. La reacción redox que se da es espontánea. Las celdas electrolíticas 
emplean una corriente eléctrica contínua (DC) para provocar una reacción química 
que no se desarrolla espontáneamente, en un proceso llamado electrólisis. En una 
celda electrolítica, el ánodo es positivo, puesto que de él se retiran electrones y se da 
la oxidación. El cátodo es negativo y en él se desarrolla la reducción. Los procesos 
electrolíticos se utilizan para la producción y purificación de metales, como también 
para electrorrecubrimiento de materiales.
Páginas 82 a 89
2 Ca(s) + O
2
(g)
2 CaO(s)
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 94
 rg ndo disco 
Model miento de pregunt PSU 21 43
Te invitamos a revisar la siguiente pregunta tipo PSU. Luego, compara tu respuesta analizando cada una de las alternativas que se 
encuentran en la parte inferior de la página.
La imagen nos muestra la reacción de óxido-reducción entre el cobre 
metálico, Cu, y el ácido nítrico, HNO
 
, que se puede representar a través 
de la siguiente ecuación:
Cu(s) + 4 HNO
3
(ac) Cu(NO
3
)
2
(ac) + 2 H
2
O(ℓ) + 2 NO
2
(g)
Al respecto, ¿cuál es el agente oxidante en esta reacción?
 . El ion Cu2+ generado en la disolución.
B. El ion NO
3
– proveniente de la disociación del ácido nítrico. 
C. El ácido nítrico agregado al vaso de precipitado.
D. El ion H+ o (H
3
O+) proveniente de la disociación del HNO
3
.
E. El dióxido de nitrógeno gaseoso producido en el matraz.
A continuación, analicemos las alternativas:
A. Incorrecta. El ion Cu2+ se forma por la oxidación del cobre 
metálico; es decir, el cobre metálico es el agente reductor 
en la reacción y la presencia del ion es la evidencia de esto.
B. Correcta. El ion nitrato, NO
3
–, es el agente oxidante. Esto lo 
comprobamos al determinar el cambio del EO del nitrógeno. 
En la reacción, el nitrógeno del ion NO
3
–, tiene un EO de + , 
y en el dióxido de nitrógeno IV, NO
2
, es de +4; o sea, varía 
de un EO alto a un EO más bajo o se reduce.
C. Incorrecta. Esta respuesta no es correcta porque entrega 
información acerca del desarrollo de la experiencia, pero no 
indica la función que cumple el ácido.
D. Incorrecta. Si el ion hidrógeno, H+, actuara como agente 
oxidante en la reacción, este ion se debería reducir; es 
decir, debe ganar electrones para pasar de un estado de 
oxidación mayor a uno menor. Si se determina el EO del 
hidrógeno en la reacción, este no varía del valor +1. 
E. Incorrecta. El dióxido de nitrógeno es producto obtenido 
por la reducción de la especie que actúa como agente 
oxidante; por lo tanto, no puede ser el agente oxidante.
Entonces, la alternativa correcta es B.
 B C D E
1
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 9 
 rificando disco 
Evaluación final
I. Marca la alternativa que consideres correcta.
1. ¿Qué ocurre en una reacción redox?
I. Siempre hay transferencia de electrones.
II. No hay transferencia de electrones.
III. El agente oxidante se oxida.
IV. El agente reductor se oxida.
V. La especie que capta electrones se reduce.
 . Solo I
B. Solo II
C. Solo III 
D. Solo I y IV
E. Solo I, IV y V
2. ¿Cuál o cuáles de las siguientes especies pueden reducirse?
I. Cu
II. O
2
III. Cl–
IV. Fe2+
V. H
3
O+
 . Solo V
B. Solo III
C. I, II, III, IV y V
D. Solo II, IV y V
E. Solo I y II
3. ¿Cuál es el potencial de una celda con electrodos de 
litio y cobre? 
 . +3,565 V
B. −3,565 V
C. +3,381 V
D. −2,525 V
E. +2,525 V
4. El proceso de oxidación es aquel en que:
 . se produce oxígeno.
B. se agregan electrones.
C. disminuye el número de oxidación.
D. aumenta el número de oxidación.
E. no cambia el número de oxidación.
5. ¿Cómo se denomina a una celda que genera energía 
eléctrica?
 . Celda electrolítica.
B. Semicelda.
C. Celda voltaica.
D. Celda de recubrimiento metálico.
E. Celdas interiores.
6. La siguiente reacción ocurre en medio básico: 
Fe(OH)
2
(s) + O
2
(g) Fe(OH)
3
(s). ¿Cuántos mol de 
agua participan en la reacción?
 . 1
B. 2
C. 3
D. 4
E. 5
7. Si un voltímetro indica una FEM de 0,22 V en 
condiciones estándar para una celda hidrógeno-cloruro 
de plata, ¿cuál es la función del cloruro de plata en la 
celda?
 . Es la referencia del sistema.
B. Corresponde al ánodo.
C. Actúa como cátodo.
D. Es el agente oxidante.
E. Es independiente del sistema.
8. El sistema Zn|Zn2+ || Cu2+|Cu tiene una FEM de 
1,11 V. l respecto es correcto decir que:
I. el cobre de oxida.
II. en el ánodo está el cinc.
III. la reacción es espontánea.
 . Solo III
B. Solo I y II
C. Solo I y III
D. Solo II y III
E. I, II y III
9. ¿Cuál es el sentido de los electrones en una celda en 
funcionamiento?
 . esde el cátodo hacia el ánodo.
B. esde el ánodo hacia el cátodo. 
C. A través del puente salino.
D. En ambas direcciones.
E. os electrones no fluyen.
10. En una celda electrolítica, ¿qué tipo de reacciones o 
procesos se generan?
 . Reacciones no espontáneas.
B. Reacciones espontáneas.
C. Procesos donde se genera energía eléctrica.
D. Procesos donde se desplazan protones.
E. Proceso donde en el ánodo ocurre la reducción.
Datos:
E0 Li+|Li = -3,045 V
E0 Cu+|Cu = 0,520 V
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 96 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 96
21 43
11. En relación con una celda voltaica, ¿cuál(es) de las 
siguientes afirmaciones es o son correctas? 
I. El proceso correspondiente a la oxidación 
ocurre en el ánodo.
II. Los electrones fluyen a través del circuito 
externo hacia el cátodo.
III. Los electrones son captados por la especie que 
se reduce en el cátodo.
IV. La diferencia de potencial o FEM es siempre 
positiva.
V. Los iones fluyen a través del electrolito o puente 
salino.
 . Solo IV
B. Solo I y II
C. Solo II y III
D. Solo IV y V
E. I, II, III, IV y V
12. La reacción global de una celda galvánica es:
Zn(s) + Cu2+(ac) Cu(s) + Zn2+(ac).
Cuando la celda funciona espontáneamente, ¿cuál es 
la alternativa correcta?
 . El electrodo de Cu pierde masa y el electrodo de Zn 
es el cátodo.
B. El electrodo de Cu aumenta su masa y es el cátodo.
C. El electrodo de Zn incrementa su masa y es el ánodo.
D. El electrodo de Zn disminuye su masa y es el cátodo
E. Son todas incorrectas.
 partir del siguiente esquema de una celda electrolítica, 
contesta las preguntas 13 y 14.
A
B
D
C
13. Si el sistema representado corresponde a la 
electroobtención de cobre, ¿qué sucede si se elimina D 
del sistema?
 . Se disuelve el cátodo de cobre.
B. Gana masa el electrodo en el ánodo.
C. Aumenta la concentración del electrolito.
D. Los iones se mueven a través de A.
E. No hay reacción porque el circuito está abierto.
14. Si en C ocurre el recubrimiento de un metal, ¿qué 
sucede en B?
 . Se concentra el electrolito.
B. Debe ocurrir la reacción de reducción.
C. Se encuentrael agente oxidante de la reacción.
D. Debe ser el ánodo del sistema.
E. Debe ser el cátodo del sistema.
15. ¿Qué factor no es necesario para que se produzca la 
corrosión de un metal?
 . Agua.
B. Iones.
C. Luz solar.
D. Oxígeno.
E. Electrones.
16. La reacción global para la electrólisis de NaCl fundido es: 
2 NaCl(ℓ) 2 Na(ℓ) + Cl
2
(g).
¿Cuál es la semirreacción de oxidación?
 . 2 NaCl(ℓ) 2 Na(ℓ)+ Cl
2
(g) 
B. 2 Cl–(ℓ) Cl
2
(g) + 2e–
C. Cl–(ℓ) Cl(g) + e–
D. 2 Na+(ℓ) + 2 e– 2 Na(ℓ)
E. Na(ℓ) Na+(ℓ) + e–
17. ¿Cuál de estos metales puede ser usado como ánodo 
de sacrificio para impedir la corrosión de una cañería 
de hierro? 
 . Cobre, Cu2+|Cu+, E° = 0,15 V 
B. Cobalto, Co2+|Co, E° = –0,28 V
C. Cromo, Cr3+|Cr, E° = –0,74 V 
D. Estaño, Sn2+|Sn, E° = –0,14 V 
E. Cadmio, Cd2+|Cd, Eº = –0,40 V
18. ¿Qué ocurre cuando una barra de Zn en una disolución 
de Zn(NO
3
)
2
 es correctamente conectada a una barra 
de Pb sumergida en una disolución de Pb(NO
3
)
2
 para 
formar una pila? 
 . Se forma más Zn y más Pb.
B. Se produce más Zn y más Pb2+.
C. Se forma más Zn2+ y más Pb.
D. Se genera más Zn2+ y más Pb2+.
E. No se originan cambios.
Datos:
E0 Zn2+|Zn = –0,76 V
E0 Pb2+|Pb = –0,13 V
Datos:
E0 Fe2+|Fe = –0,44 V
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 97
 valuación final - Pensamiento científico
II. Analiza la siguiente situación procedimental y luego responde.
Un grupo de estudiantes observan que algunos artículos de plata, Ag, pierden su brillo y se ennegrecen 
en contacto con el aire. Le plantearon esto a su profesor de Química para que los ayudara a encontrar 
la mejor forma de limpiarlos. El docente les responde a los alumnos que primeramente es necesario 
investigar a qué compuesto químico corresponde la pátina negra para poder implementar un método 
que no implique pérdida de Ag en la joya u objeto.
Los estudiantes investigaron y, en conjunto con el profesor, concluyeron que esa pátina negra era de 
sulfuro de plata, Ag
2
S, y que puede ser eliminada fácilmente aplicando un método electroquímico.
Para eliminar la pátina se construye una celda electroquímica de la siguiente manera: 
 rocedimiento
1. En una cacerola de aluminio o en un vaso de precipitado forrado 
con papel de aluminio se coloca agua y una cucharada de hidrógeno 
carbonato de sodio o bicarbonato de sodio, NaHCO
3
.
2. Se calienta sin que hierva y se ponen los objetos de Ag cuidando que 
queden totalmente sumergidos en la disolución y en contacto con el 
aluminio.
3. Después de algunos minutos, se sacan y se lavan con agua corriente. 
Luego, anota tus resultados. 
Considerando los materiales que se usaron, y sabiendo que se forma una celda electroquímica, 
responde las siguientes preguntas:
1. ¿Cuál es el ánodo en esta celda? ¿Qué proceso ocurre en él? Escribe la semirreacción.
2. ¿Qué función cumple el electrodo g recubierto con g
2
S en esta celda? ¿Qué especie se reduce? 
Escribe la semirreacción.
3. Señala la reacción total de esta celda.
4. ¿En qué sentido se desplazan los electrones?
5. ¿Qué papel cumple el bicarbonato de sodio en esta celda?
6. naliza lo que ocurriría si se utiliza ácido clorhídrico HCl(ac) en vez de bicarbonato de sodio, 
NaHCO
3
(s).
7. ¿Qué ventaja tiene este método frente al uso de un abrasivo en la limpieza de objetos de plata?
8. En esta experiencia no se ha planteado explícitamente el problema de investigación. Elige entre 
las siguientes opciones la que consideras correcta para esta situación experimental:
a. ¿Cómo se puede eliminar la pátina de Ag
2
S negra en un objeto de plata sin dañarlo?
b. ¿Cómo se limpian los objetos de plata habitualmente?
c. Los objetos de plata, ¿se limpian con ácidos o con bases?
9. Plantea una hipótesis de acuerdo al planteamiento del problema que escogiste como correcto.
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 98 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 98
 rrar s sión 
21 43
I. Revisa tus respuestas de alternativas.
Pregunta Contenido evaluado Habilidad Clave
Mi revisión Logro 
alcanzadoCorrectas Incorrectas Omitidas
1 Reacciones 
redox
Comprender
8
2 Comprender
3 Aplicar
4 Comprender
5 Recordar 
6 Aplicar
7 Analizar
8 Analizar
9 Celdas electrolíticas Comprender
6
10 Recordar
11 Comprender
12 Comprender
13 Analizar
14 Analizar
15 Corrosión Comprender
4
16 Comprender
17 Comprender
18 Comprender
II. Rúbrica para revisar las respuestas de la actividad procedimental.
Etapas del método científico Criterios respuesta correcta
Planteamiento de problemas e 
hipótesis.
Identifica de forma correcta el problema de investigación. Establece una hipótesis que corresponda al 
problema planteado. Describe de manera correcta las reacciones que ocurren en cada una de las semi-
celdas, determinando que la construcción corresponde a una celda voltaica. Identifca la función de cada 
uno de los compuestos utilizados en la experiencia.
Anota el nivel de logro de tus aprendizajes de la Unidad según la categoría de desempeño dada: 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 
3. Logrado.
 Comprendí que en las reacciones redox ocurre un intercambio de electrones; que un compuesto se reduce cuando capta electrones 
y disminuye su estado de oxidación, y que se oxida cuando cede electrones y aumenta su estado de oxidación.
 Apliqué el método ion-electrón para igualar ecuaciones redox.
 Comprendí que el potencial electroquímico es la capacidad de un compuesto de oxidarse o reducirse y que las concentraciones de 
las especies pueden variar el potencial de una celda.
 Comprendí que en una celda voltaica la reacción es espontánea, y que en una celda electrolítica ocurren reacciones no espontáneas.
 Identifiqué y entendí en qué consisten las reacciones involucradas en el proceso de corrosión.
Mi eStADO
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 99
ecopilando discoR
Evaluación semestral 1
La siguiente evaluación reúne los contenidos abordados 
en las unidades 1 y 2, que se integran para fortalecer tu 
aprendizaje.
Marca la alternativa que consideres correcta:
1. ¿Cuál(es) de las siguientes aseveraciones es (son) 
correcta(s) con respecto a los ácidos?
I. Liberan iones hidrógeno en medio acuoso.
II. Liberan iones hidroxilo en medio acuoso.
III. Neutralizan a las bases.
 . Solo I
B. Solo II
C. Solo III
D. Solo I y III
E. Solo II y III
2. El NaOH y el KOH poseen propiedades básicas 
debido a que ambas sustancias presentan en su 
estructura:
 . electrones desapareados.
B. iones hidrógeno.
C. iones hidroxilo.
D. un catión metálico.
E. Ninguna de las anteriores.
3. ¿Cuál(es) de los siguientes pares es (son) correcto(s)?
I. NH
3
/ base de Brönsted-Lowry.
II. HCl/ ácido de Arrhenius.
III. S2-/ ácido de Brönsted-Lowry.
 . Solo I
B. Solo III
C. Solo I y II
D. Solo I y III
E. I, II y III
4. ¿Cuál de las siguientes disoluciones acuosas tendrá 
mayor pOH?
 . HCl 0,01 mol/ 
B. NaOH 0,01 mol/ 
C. KOH 0,1 mol/ 
D. H
2
SO
4
 0,1 mol/ 
E. NaCl 0,1 mol/ 
5. Si el pOH de una sustancia es igual a 12, ¿cómo se 
considera?
 . Muy ácida.
B. Muy básica.
C. Medianamente ácida.
D. Medianamente básica.
E. ébilmente ácida.
6. ¿Cómo se clasifican las siguientes sustancias según su 
grado de acidez?
I. Vinagre.
II. Amoniaco.
III. Agua destilada.
 . I: neutro; II: ácido; III: básico.
B. I: ácido; II: básico; III: neutro.
C. I: neutro; II: básico; III: ácido.
D. I: básico; II: ácido; III: neutro.
E. I: básico; II: neutro; III: ácido.
7. ¿Cuál(es) de las aseveraciones propuestas es (son) 
incorrectas(s) respecto de la escala de pH?
I. A menor pH, mayor acidez.
II. Una sustancia neutra presenta un pH < 7.
III. A mayor pH, menor acidez.
 . Solo I
B. Solo II
C. Solo III
D. Solo I y II
E. Solo II y III
8. ¿Cuál(es) de las aseveraciones señaladas es (son) 
 erdadera(s) en relación con las reacciones de 
neutralización?
I. El pH de la disolución resultante es neutro.
II. Se generan como productos sal y agua.
III. Una aplicación práctica es a través de la 
titulación.. Solo I
B. Solo II
C. Solo I y II
D. Solo II y III
E. I, II y III
 nidad 2 Reacciones de óxido-Red cción 100
1 2 43
Continúa 
ejercitando 
en la web.
9. ¿Qué partículas son transferidas en las reacciones de 
óxido-reducción?
I. Electrones.
II. Neutrones.
III. Protones.
 . Solo I
B. Solo II
C. Solo III
D. Solo I y II
E. Solo II y III
10. ¿Cuál(es) de los procesos descritos se desarrollará(n) 
mediante reacciones de óxido-reducción?
I. La fotosíntesis.
II. La corrosión 
III. La combustión.
 . Solo I
B. Solo II
C. Solo I y III
D. Solo II y III
E. I, II y III
11. Una semirreacción de reducción se caracteriza 
principalmente porque:
 . los electrones aparecen a la derecha de la ecuación.
B. la especie cede electrones.
C. el átomo se transforma en un ion.
D. el átomo disminuye su EO.
E. No hay transferencia de electrones.
12. ¿Cuál(es) de las siguientes semirracciones redox 
corresponde(n) a reacciones de oxidación?
I. S + 2 e S6+ – 4+
II. +Cl Cl e– 2
–
III. Fe + e Fe3+ – 2+
 . Solo I
B. Solo II
C. Solo III
D. Solo I y II
E. Solo II y III
13. ¿Cuál es el estado de oxidación del cloro en el clorato 
de sodio (NaClO
3
)?
 . +1
B. +3
C. +5
D. +7
E. –1
14. Para la ecuación 4 Fe + 3 O
2
 4 Fe3+ + 6 O2–, ¿qué 
afirmación es correcta respecto al proceso observado?
 . El Fe es el agente reductor.
B. El O
2 
es el agente reductor.
C. El hierro capta dos electrones.
D. El O
2
 se oxida a O2–.
E. El Fe se reduce a Fe3+.
15. l balancear la ecuación propuesta en medio 
básico: Br
2
 Br– + BrO
3
–, ¿cuál(es) de las siguientes 
aseveraciones es (son) correcta(s)?
I. 6 mol de OH- en los reactantes.
II. 5 mol de Br- en los productos.
III. 3 mol de agua en los reactantes.
 . Solo I
B. Solo II
C. Solo I y II
D. Solo I y III
E. I, II y III
16. ¿Cuál es el valor del potencial de celda para la 
siguiente celda: Ni|Ni2+|| g| g+? (Considera los 
potenciales de reducción para cada especie.)
Ni2+ + 2 e– Ni E0 = –0,28 V
 g+ + e– g E0 = +0,80 V
 . +0,52 V
B. –0,52 V
C. +1,32 V
D. –1,08 V
E. +1,08 V
 Q ímica 4º medio n evo exploR@ndo 101
 olímeros
Unidad
 
 
 A
C D ENÚ e inicio
¿Qué aprenderás? ¿ ara qué? ¿Dónde? 
 a formulación de distintas etapas del 
método científico
Identificar algunas etapas del método científico, como el planteamiento 
del problema, la elaboración de las conclusiones y la interpretación de los 
resultados, para desarrollar así habilidades de pensamiento científico.
Páginas 104 y 105; 
126 y 127 y 146
Introducción a los polímeros Reconocer que los polímeros son macromoléculas. Comprender que un 
monómero es la unidad básica de un polímero. Entender que la clasificación 
de polímeros depende del tipo de monómero que se repite a lo largo de la 
cadena y de la estructura final del polímero.
Páginas 106 a 111
Polímeros sintéticos Entender que son sintetizados o producidos por el hombre. Comprender que 
la polimerización por adición es una reacción continua y la polimerización 
por condensación es por etapas. Entender la clasificación de los polímeros 
utilizada en el reciclaje de estos productos.
Páginas 112 a 125
Polímeros naturales Reconocer el origen natural de algunos polímeros. Comprender que los 
carbohidratos están compuestos por monómeros llamados monosacáridos. 
Entender que la unidad fundamental de una proteína es el aminoácido. 
Identificar el ADN y el ARN como macromoléculas compuestas por unidades 
reiterativas llamadas ácidos nucleicos.
Páginas 130 a 139
Industria de los polímeros Reconocer el uso de los polímeros como materia prima en la confección de 
diversos productos. 
Páginas 140 y 141
 nidad 3 Polímeros 02
A
B
R
IR
 s
e
si
ó
n
 1 4
nuevoexplorando.edicionessm.cl
 ¿Qué es la sacarosa? ¿Cómo está formada?
 ¿Qué es la tela de araña? ¿Cuáles son sus características?
¿Qué tienen en común la ropa deportiva elaborada 
con pandex, la planta de muchos calzados, un sartén 
antiadherente y la sutura utilizada por los médicos? Pues 
bien, cada uno de los productos mencionados está hecho 
o contiene una sustancia llamada polímero, la que le 
confiere sus propiedades.
También conocidos como plásticos, el uso de los 
polímeros ha revolucionado nuestra vida, ya que estos 
han modificado la forma de preservar los alimentos; han 
aportado al desarrollo de la industria textil, automotriz y 
aeroespacial; han ayudado a perfeccionar los materiales 
de construcción. En fin, los polímeros contribuyen a 
optimizar nuestra calidad de vida.
Observa la imagen de la página central que está 
relacionada con los polímeros en su estado natural o 
aplicaciones directas de estos. Responde las siguientes 
preguntas:
 . ¿De qué está formada la corteza de los árboles? 
2. ¿Qué macromolécula biológica es responsable de la 
información genética? 
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 03
 icializa do 
Evaluació i icial - Pe samie to cie tífico
Probablemente debes desconocer que una gran parte del vestuario que empleas diariamente 
ha sido fabricado con algún tipo de fibra perteneciente a un conjunto de materiales llamados 
polímeros. Estos materiales los puedes reconocer al leer la etiqueta de las prendas que 
estás utilizando. En ella aparecen nombres como algodón, poliéster, nailon, poliamida o 
poliuretano. Pero ¿qué es un polímero?
La palabra polímero la podemos descomponer como oli, del griego olys, que significa 
 uchos, y meros, que significa partes. Por lo que podemos decir que un polí ero es un 
material compuesto de muchas partes que se unen entre sí.
Estas partes que se unen reciben el nombre de unidades constitucionales. Las unidades 
constitucionales, a su vez, están compuestas por una molécula o onó ero, que es la 
unidad básica que forma el polímero.
En esta Unidad abordaremos con mayor detalle estos materiales, pero ahora te proponemos 
realizar la siguiente actividad que te permitirá visualizar de manera práctica qué es y cómo 
se forma un polímero.
 lanteamiento del problema
Un aspecto que podemos abordar sobre los polímeros es la forma de estas sustancias, por lo 
que el problema que se debe responder será: 
"¿Qué tipo de estructuras pueden formar los polímeros?"
Formulación de hipótesis
La hipótesis que plantearemos para este caso es la siguiente:
Como un olímero es una sustancia formada or muchas artes, entonces la estructura del 
 olímero va a de ender del número de monómeros que lo constituyen.
 rocedimiento experimental
A continuación, desarrollarás diversas actividades con el fin de comprobar la hipótesis 
formulada.
Actividad 1. Esta actividad te permitirá “sintetizar un polímero” de una manera simple. Para 
ello sigue los pasos indicados:
1. Separa los clips por colores y elige aquellos clips de colores que sean de tu agrado. Una 
sugerencia, escoge colores vistosos.
2. Ahora, con clips de un solo color, construye una sola cadena, como la que se muestra a 
continuación:
etaPas del método científico
 . Planteamiento del problema.
2. Formulación de hipótesis.
3. Procedimiento experimental.
4. Obtención de resultados.
5. Interpretación de resultados.
6. Elaboración de conclusiones.
materiales y reactivos
- Caja de clips de colores.
3. Luego, haz un “minipolímero” formado por dos clips 
de colores distintos; por ejemplo, un clip verde y uno 
rojo, como el que se muestra a continuación:
Imagen A
Imagen B
 nidad 3 Polímeros 04
32 4
En esta actividad:
 ¿Identifiqué la hipótesis 
apropiada para el problema 
planteado?
 ¿Comprendí las ideas 
principales de lo que se 
estudió?
 ¿Establecí una relación 
entre los polímeros y sus 
constituyentes?
Mi ESTADO
4. Después, une estos “minipolímeros” solamente por los clips rojos, dejando los verdes que 
cuelguen de la cadena principal. Enseguida, une una nueva cadena de clips rojos por los 
clips verdes, como se muestra a continuación:
Actividad 2. Construye ahora los siguientes polímeros:
Polímero A Polímero B
Polímero C
Interpretación de resultados
A partirde las actividades realizadas, responde las siguientes preguntas:
a. En la imagen A de la actividad 1, ¿qué representa cada clip?
b. En la imagen A de la actividad 1, ¿qué tipo de polímero está representado?
c. En la imagen B de la actividad 1, ¿cuántos monómeros componen la estructura?
d. ¿Qué tipo de polímero representa el polímero B de la actividad 2?
e. ¿Cuántas unidades constituyentes tiene el polímero A de la actividad 2?
f. En el polímero C de la actividad 2, ¿cuál es la unidad constituyente?
Elaboración de conclusiones
a. ¿Es válida la hipótesis planteada? Fundamenta. Si no lo es, redacta una nueva.
b. Por lo hecho en la experiencia, ¿qué factor o factores limitan el tamaño de un polímero? 
Explica.
c. Según lo realizado en esta práctica, ¿es un polímero una cadena de clips de colores sin 
repetir? Fundamenta tu respuesta.
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 05
 os panes, cereales, papas y pastas 
son ricos en almidón, un polímero de 
azúcares que es utilizado por las 
plantas para almacenar energía.
Introducción a los polímeros
El avance tecnológico de una sociedad está íntimamente relacionado con los materiales que 
tiene a su disposición y el conjunto de técnicas de las cuales hace uso; incluso, en ocasiones, 
los historiadores los han empleado como referentes para marcar períodos históricos; por 
ejemplo, la era del bronce o la era del hierro.
Entre los materiales que siempre han estado a disposición del ser humano se encuentran 
los polímeros naturales, presentes, entre otros, en la lana, la seda, el cuero y el caucho, los 
que han sido procesados constantemente para crear nuevos materiales. Por otra parte, en 
la búsqueda de nuevas materias primas, el ser humano hizo un uso cada vez mayor de la 
química orgánica, lo que llevó a la elaboración sintética de estos compuestos.
Debido a las propiedades de los polímeros y a las características de los materiales que se 
obtienen con ellos, desde 1930 hasta la fecha se ha desarrollado una potente investigación en 
esta materia acompañada de un gran desarrollo de la química de los polímeros junto con un 
crecimiento explosivo del uso de materiales plásticos. Además, a partir de la síntesis artificial 
del caucho, se han invertido millones de dólares en la industria de polímeros para fabricar 
más y nuevas materias primas, especialmente debido a que muchos productos de consumo 
habitual pueden reducir su costo de elaboración si se utiliza para ello polímeros sintéticos.
Pero ¿qué son los polí eros? Son macromoléculas, naturales o sintéticas, formadas por 
muchas unidades llamadas onó eros. Una de las características más importantes de 
los polímeros es su versatilidad, pues se pueden generar propiedades físicas y mecánicas 
diferentes a partir de alteraciones sencillas en su estructura; algunas de estas propiedades 
pueden ser insuperables para materiales como la madera, algunos metales o la cerámica. 
Veamos algunos ejemplos.
Una bolsa de plástico puede ca biar sus propiedades ecánicas si se realizan simples 
 odificaciones en la estructura quí ica del polímero que la conforma, dando origen a 
otro material, el que, a su vez, puede ser la materia prima de un chaleco a prueba de balas. 
También, con un deter inado tipo de síntesis orgánica se pueden generar propiedades 
poco co unes: se puede hacer un polímero que resulta ser un buen aislante de la electricidad, 
como lo es la vaina de goma que rodea los cables eléctricos; sin embargo, si estos polímeros 
se tratan de forma diferente, pueden adquirir la característica contraria: una conductividad 
casi igual a la del cobre metálico.
Así, las características particulares de los polímeros han creado un gran interés en su 
utilización como materias primas. Por ejemplo, las pinturas látex, a base de agua, han 
revolucionado la industria de los recubrimientos; las espumas de plástico o poliestirenos 
han contribuido enormemente en la industria del embalaje, y los polietilenos se emplean en 
la fabricación de la mayoría de las bolsas plásticas comunes.
Como puedes ver, la tecnología de polímeros ha servido de base para muchas materias 
primas y materiales que se usan constantemente. La lista de sustancias mencionadas podría 
seguir y seguir; tan solo basta pensar en los productos manufacturados que se encuentran 
en todas partes y revisar cuántos de ellos son fabricados a base de polímeros.
 El caucho es un líquido lechoso que se 
extrae de algunos árboles y es una de 
las materias primas más utilizadas en el 
mundo. Como la obtención natural no 
cubre las necesidades actuales, su 
producción sintética es alta. 
 Las pinturas látex están formuladas a 
base de dispersiones acrílicas solubles 
en agua. Tienen un alto poder cubridor y 
buena resistencia tanto en exteriores 
como en interiores.
 nidad 3 Polímeros 06
32 4
Los polímeros y sus características
Como ya hemos visto, los polí eros son acro oléculas, es decir, moléculas de cadena 
larga, formadas por la unión sucesiva de muchas unidades pequeñas denominadas 
 onó eros, los que pueden ser todos del mismo tipo o de tipos diferentes. La reacción 
química que une los monómeros para formar el polímero se llama poli erización, y la 
energía asociada al proceso se conoce como energía de poli erización.
Revisemos cómo ocurre la polimerización a través del siguiente ejemplo. Cuando un gran 
número de moléculas de tetrafluoroetileno se unen entre sí, forman el polímero llamado 
politetrafluoretileno, conocido como teflón:
Polimerización
 Monómero: tetrafluoroetileno Polímero: teflón
En la polimerización, el grupo de átomos que conforma el monómero y que reacciona para 
formar el polímero recibe el nombre de unidad recurrente. Esta se repite un número elevado 
de veces, entre 50 y 50 000. En algunos casos, la fórmula empírica del monómero y de la 
unidad recurrente es la misma, pero en otros no coincide. Al costado de esta página se 
muestra un esquema de la unidad recurrente y su distribución en un polímero.
Con respecto a las características de los polímeros, encontramos que sus asas olares son 
generalmente uy elevadas en comparación con las de los compuestos orgánicos comunes, 
siendo el rango entre 10 000 g/mol a más de 1 000 000 g/mol.
Por otra parte, lo ás relevante de estas acro oléculas es el ta año y la for a de sus 
cadenas, pues según esto se definen características uy diferentes entre un polí ero y 
otro. Como ejemplo, compararemos las propiedades y el tamaño de las cadenas poliméricas 
de la cera de parafina, un polímero natural, y el polietileno, un polímero sintético.
 Esquema de la unidad recurrente y su 
distribución en un polímero.
 Estructura molecular del teflón, uno de 
los polímeros más inertes 
químicamente que se conocen.
Estos dos materiales tienen unidades idénticas repetidas, es decir, el mismo monómero, 
-C
2
H
2
-, pero difieren mucho en el tamaño de la cadena. Esto les proporciona propiedades 
muy distintas entre sí, que se derivan directamente de la diferencia en el tamaño y la 
arquitectura molecular de las cadenas de los polímeros individuales: la cera de parafina es 
suave y frágil, mientras que el polietileno es flexible, fuerte y resistente.
Polímero
Unidad
recurrente
Flúor Carbón
Cera de parafina olietileno
Monómero: −C
2
H
2
−. Posee 25 a 50 átomos de 
carbono por cadena.
Monómero: −C
2
H
2
−. Tiene 1000 a 3000 átomos 
de carbono por cadena.
−C
2
H
2
−
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 07
Clasificación de los polímeros
Como habrás notado, existe una gran variedad de polímeros que forman parte importante 
de nuestro entorno; los hay naturales, sintéticos o artificiales, plásticos, entre otros. Dada su 
diversidad, es posible clasificarlos según distintos criterios. Veamos a continuación algunos 
de ellos.
Polímeros naturales y sintéticos
Dependiendo de su procedencia, se pueden clasificar en polímeros naturales y sintéticos o 
artificiales.
Los polímeros naturales se encuentran en la naturaleza, sin ser procesados por el ser 
humano. Entrelos más importantes están los carbohidratos, como el almidón y la celulosa, 
las proteínas y ácidos nucleicos, como el ADN y el ARN.
Otro ejemplo de un polímero natural es el caucho, que se forma por la polimerización de 
un alqueno de cinco átomos de carbono, el isopreno. Su estructura química es la siguiente:
... CH
2
 C CH CH
2
 CH
2
 C CH CH
2 
 CH
2
 C CH CH
2
...
CH
3
CH
3
CH
3
Monómero: isopreno
Los polímeros sintéticos son aquellos que se obtienen de manera artificial a partir de 
monómeros naturales, como las moléculas obtenidas por el cracking del petróleo, ya sea en 
un laboratorio o en una industria. También existen los polímeros se isintéticos que son 
producto de la modificación artificial de un monómero natural.
Los polímeros sintéticos, en general, están en nuestra vida cotidiana tal vez en mayor medida 
que cualquier otro producto químico orgánico sintético. Polietileno, teflón, espuma de 
poliestireno, nailon, dacrón®, saran®, poliuretanos. ¿Te resultan familiares estos nombres? 
Todos estos productos están compuestos por polímeros sintéticos y, como ves, conforman 
una parte sustancial del porcentaje de nuestra ropa, electrodomésticos, vehículos, casas, 
envases, juguetes, pinturas, madera contrachapada, tableros de fibras y neumáticos.
Fibras, elastómeros y plásticos
Existe un grupo de polímeros que según sus propiedades físicas se pueden clasificar en fibras, 
elastómeros y plásticos. Veámoslos a continuación.
Fibras
Son macromoléculas alargadas y estiradas 
una al lado de otra, unidas por fuerzas inter-
moleculares que le confieren gran resistencia 
a la tensión. Las hay naturales y sintéticas. 
Algunos ejemplos de fibras naturales son el 
algodón y la seda, y de fibras sintéticas son las 
poliamidas, como el nailon y los poliuretanos.
 Algodón y la estructura 
química de una de sus 
fibras. 
 nidad 3 Polímeros 08
32 4
Elastómeros
Son polímeros sintéticos que poseen un alto grado de elasti-
cidad, similar a la del caucho; de hecho, se utilizan como su 
sustituto. La fuerza elástica del elastómero radica en la dismi-
nución de la entropía del polímero cuando se estira, puesto 
que se le obliga a adoptar una estructura más ordenada. Así, 
cuando se suelta, el elastómero recupera su forma original, o 
bien su “desorden”.
Un ejemplo de elastómero es el policloropreno, conocido 
también como neopreno cuya estructura química es la 
siguiente:
 Polímero: neopreno Monómero: cloropreno
El neopreno se emplea ampliamente para elaborar trajes de 
buceo, cintas adhesivas y adhesivos líquidos, mangueras 
domésticas, tuberías, entre otros.
 lásticos
En la química de los polímeros, el término “plástico se refiere 
a cualquier polímero que pueda ser moldeado en caliente y 
que conserve su forma cuando se enfríe. La mayoría de ellos 
se obtienen mezclando polímeros con algunos aditivos para 
mejorar sus propiedades. Los plásticos pueden ser de dos tipos: 
termoplásticos y termoestables.
Los ter oplásticos se pueden fundir y convertir en un fluido 
que puede ser moldeado reiteradamente en caliente; su forma 
se mantiene cuando se enfría. Un ejemplo es el caucho natural, 
el que está constituido por cadenas lineales y que se vuelve 
pegajoso al elevar la temperatura. Tienen diversas aplicaciones 
en la industria, donde se usan para fabricar resinas y adhesivos 
termoplásticos, entre otros.
Los ter oestables se pueden moldear en caliente solo 
mientras está ocurriendo la polimerización, pero una vez que 
esta ha finalizado se enfrían y se endurecen irreversiblemente, 
por lo que no se pueden volver a fundir ni a moldear. Un 
ejemplo es el caucho vulcanizado. Este se obtiene al calentar 
caucho natural en presencia de azufre en un proceso llamado 
vulcanización. En este proceso, los átomos de azufre forman 
enlaces que se entrelazan con las cadenas de poliisopreno 
y forman una red tridimensional de átomos. El caucho 
vulcanizado no se vuelve pegajoso al calentarlo.
 Estructura molecular del neopreno.
 Estructura molecular de 
un termoplástico.
 Estructura 
molecular de un 
termoestable.
Enlaces de azufre
S
S
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 09
Los polímeros lineales y ramificados son a menudo solubles en disolventes orgánicos, tales 
como cloroformo, benceno, tolueno, dimetilsulfoxido, DMSO, y tetrahidrofurano, THF. 
Además, muchos polímeros se pueden fundir para formar líquidos altamente viscosos, como 
son los plásticos, termoplásticos y termoestables.
Ra ificado: posee cadenas relativamente 
largas similares a la cadena principal que 
emergen de ella en forma azarosa. 
Escalera: lo constituyen dos cadenas 
principales entrecruzadas entre sí. 
Red entrecruzada: en ellas, las ramificaciones 
entrelazan las cadenas entre sí para dar 
origen a una sola gran macromolécula.
Tipo peine: tiene cadenas laterales, de 
diferentes largos, ordenadas de manera 
regular a lo largo de la cadena principal.
Estrella: polímero en que tres o más 
cadenas de polímeros surgen de la misma 
unidad. 
Dendrita: similar al tipo estrella, pues de un 
solo centro surgen cadenas de polímeros, 
pero estas cadenas poseen ramificaciones.
Polímeros lineales y ramificados
Según su arquitectura, podemos encontrar dos tipos de polímeros: lineales y ramificados.
Los polí eros lineales son aquellos que poseen una disposición lineal de su cadena y se 
forman con monómeros que tienen dos sitios de unión. Debido a los ángulos que constituyen 
los átomos de carbono del polímero, la cadena no es estrictamente lineal, sino que tiene 
forma de zigzag:
Los polí eros ra ificados poseen cadenas laterales unidas a una cadena principal. A 
diferencia de los polímeros lineales, sus monómeros tienen tres o más puntos de unión, lo 
que permite que la polimerización sea tridimensional y el polímero sea ramificado. Existen 
distintas formas de ramificación: tipo peine, escalera, estrella, red y dendrita.
 nidad 3 Polímeros 0
32 4
Homopolímeros y copolímeros
Según el tipo de monómeros que intervienen en la formación de los polímeros, estos pueden 
ser: homopolímeros o copolímeros.
Los ho opolí eros son aquellos que se obtienen a partir de un único tipo de monómeros, 
es decir, está conformado por una única unidad repetitiva. El siguiente esquema representa 
un homopolímero:
... ...
Los copolí eros son aquellos que se producen a partir de dos o más tipos de monómeros 
que pueden unirse para formar patrones regulares o irregulares. Existen cuatro tipos de 
organización de las unidades repetitivas que los componen: alternante, al azar, por bloques 
e injertos.
Alternante: las unidades repetitivas se sitúan de manera alternada en la cadena polimérica.
... ...
Al azar: la disposición de las unidades repetitivas están ubicadas de forma aleatoria y sin 
orden definido.
... ...
Por bloques: las unidades repetitivas se disponen en secuencias largas en la cadena 
polimérica.
... ...
Injertos: constan de una cadena compuesta por la misma unidad repetitiva, de la cual surgen 
ramificaciones formadas por otra unidad repetitiva.
... ...
Los copolímeros ofrecen una gran versatilidad porque es posible variar su estructura química 
de manera controlada al modificar los siguientes factores:
 Los monómeros que forman el copolímero.
 La proporción relativa de monómeros en el polímero.
 La distribución de la secuencia de los monómeros en las cadenas.
Es importante mencionar que las propiedades de cualquier material conformado por 
polímeros dependen principalmente de la estructura que adoptan las cadenas poliméricas. 
Es por esto que cualquier alteración o modificación en la organización de los monómeros 
será decisiva para el tipo y resistencia del compuesto que se sintetice.
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 
 olímeros sintéticos
Los polímeros sintéticos pueden ser clasificados dependiendo de los tipos de reacciones 
de polimerización que se lleven a cabo para obtenerlos, es decir, del método utilizado para 
su síntesis. Según esta clasificación, encontramos dostipos: poli erización por adición y 
poli erización por condensación.
En la poli erización por adición, la cadena polimérica se va formando por la adición 
consecutiva y repetitiva del monómero. Para este tipo de síntesis es necesario utilizar un 
catalizador, también llamado iniciador, para dar comienzo a la polimerización. 
Generalmente interviene un único tipo de monómero, que consiste en una molécula sencilla, 
como un hidrocarburo insaturado, o sea, un alqueno. La presencia del doble enlace en 
el onó ero es i portante para la poli erización. Si el monómero carece de un doble 
enlace, no es posible la síntesis del polímero. El catalizador activa el doble enlace del 
 onó ero inicial, de tal forma que este reacciona con otro monómero, y así sucesivamente, 
alargando la cadena polimérica.
Durante la polimerización, los monómeros reaccionan con otros monómeros para 
formar dímeros; los dímeros con otros dímeros para crear tetrámeros; los tetrámeros con 
monómeros para preparar pentámeros, y así sucesivamente. El polímero resultante conserva 
todos los átomos del monómero. Veamos como ejemplo la formación de polietileno a partir 
de etileno (eteno):
C C
HH
HH
... C C C C C C ...
H H H H H H
H H H H n H H
Polímero: polietileno
Polimerización
Catalizador
Monómero: etileno
Este tipo de polímeros son homopolímeros, pues contienen un solo tipo de monómero en 
su cadena polimérica.
En la poli erización por condensación ocurre una reacción entre dos sustancias 
funcionalmente diferentes con la pérdida de algunas moléculas pequeñas, como el agua. 
Así, el polímero resultante no contiene todos los átomos que están inicialmente presentes en 
los monómeros; algunos de ellos se pierden en la molécula que se elimina. Esto implica que 
la fórmula empírica del monómero no coincide con la unidad recurrente.
Por otra parte, las unidades monoméricas son generalmente di o polifuncionales y, por lo 
general, los monómeros aparecen en orden alternante en la cadena polimérica, es decir, 
originan un copolímero. Los ejemplos más conocidos de polímeros de condensación son las 
poliamidas. Veamos una de ellas.
El nailon 6,6, también llamado nailon 66, se sintetiza con cantidades equimolares de una 
dia ina de seis átomos de carbono (1,6-diaminohexano) y con un diácido, de seis átomos 
de carbono (1,6-ácido hexanodioico o ácido adípico). El nombre del nailon proviene del 
número de carbonos de la diamina y del diácido, respectivamente. Esta es su reacción de 
polimerización:
 Teléfono de baquelita. a “baquelita” 
fue la primera sustancia termoestable 
totalmente sintética creada en 1907. 
Se formó a partir de la reacción entre 
fenol y formaldheído y se obtuvo un 
producto que resultó ser un buen 
aislante térmico. Su nombre es en 
honor a su creador, el belga eo 
Hendrick Baekeland.
 nHO C (CH
2
)
4
 C OH + nH
2
N (CH
2
)
6
 NH
2
 HO C (CH
2
)
4
 C NH (CH
2
)
6
 NH H
O OOO
n
1,6-ácido hexanodioico
ácido adípico
1,6-diaminohexano Nailon 6,6
Δ
H
2
O
 nidad 3 Polímeros 2
32 4
 olímeros de adición
Los polímeros de adición son ampliamente utilizados en la industria, pues a partir de ellos 
se fabrican materiales como el teflón, el PVC, la baquelita, entre otros. ¿Cómo se obtienen?
Este tipo de polímeros pueden sintetizarse mediante tres métodos de polimerización: vía 
radicales libres, catiónica y aniónica. Veamos a continuación en qué consiste cada uno.
Polimerización vía radicales libres
En un polímero de adición, la unidad monomérica se va uniendo consecutivamente a la 
cadena polimérica. Este proceso continúa una y otra vez hasta la formación del polímero 
completo. La unidad monomérica debe tener necesariamente un doble enlace, es decir, un 
alqueno, el que es “activado” por un iniciador.
Con la ayuda del iniciador, el doble enlace carbono-carbono del alqueno se rompe, dejando 
un electrón desapareado en uno de los carbonos que formaban parte del doble enlace. El 
resultado es una especie muy reactiva llamada radical libre (ver Am liando memoria). Esta 
especie radicalaria puede reaccionar con otro monómero insaturado y formar un nuevo 
radical libre, y así sucesivamente, haciendo crecer la cadena polimérica, como se ilustra en 
la siguiente secuencia de reacción:
 C C C C · C C ·
HH HH H H
HH HH H H
Iniciador
Iniciador etc.
C C
HH
HH
AlquenoRadical libre Polímero vía radicales libres
 Cuando el radical libre se aproxima a la molécula de alqueno, un par de electrones del doble enlace se desaparea y los 
electrones pasan a los extremos opuestos de la molécula. as flechas rojas indican el reordenamiento electrónico que 
tiene lugar para producir los enlaces que conducen al polímero.
En resumen, la poli erización vía radicales libres necesita de un iniciador de la 
poli erización. Este iniciador es una olécula pequeña que tiene la capacidad de for ar 
radicales libres. Una de estas especies que se ha utilizado por años como precursora en la 
formación de radicales libres es el peróxido de benzoilo. Observa su estructura química al 
costado de esta página.
El peróxido de benzoilo se descompone alrededor de los 80 °C para dar dos radicales libres 
llamados benzoiloxilo. Estas especies son muy inestables y rápidamente pierden dióxido de 
carbono para dar el radical fenilo, que es finalmente el iniciador de la polimerización. Puedes 
observar este mecanismo a continuación:
 Peróxido de benzoilo.
Amplian o
MEMORIA
 n adical lib e es una sustancia 
química, de origen orgánico o 
inorgánico, que posee al menos 
un electrón desapareado. Son 
especies químicas inestables, 
muy reactivas y fuertemente 
oxidantes.
O
O
O
O
Peróxido de benzoilo
 C O O C 
80 ºC
 2 C O · 
−CO
2 2 ·
O O O
Enlace débil
Radicales benzoiloxilo Radicales fenilo
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 3
Etapas de la polimerización por adición
En términos generales, la polimerización por adición consta de tres etapas: iniciación, 
propagación y término. Analizaremos en detalle cada una de ellas.
 
En esta etapa se activa el iniciador. Como ya mencionamos, el iniciador es un compuesto químico 
que, generalmente por calentamiento o luz ultravioleta, origina un radical libre. a mayoría de los 
iniciadores son sustancias llamadas peróxidos, porque tienen un enlace oxígeno-oxígeno denominado 
enlace peroxo. 
Enlace peroxo
–O–O–
Iniciador, un peróxido
Y–O–O–Y
Radical libre
Calor o luz UV
2 Y–O
 Etapa de iniciación
 
En esta etapa, el radical libre reacciona con el monómero y con ello se produce el crecimiento de la 
cadena polimérica. Aquí ocurre una reacción en cadena, donde el largo de la cadena polimérica es 
completamente aleatorio. 
Adición del 
monómero
Y–O Y–O–CH
2
–CH
2
Y–O–CH
2
–CH
2
n
–CH
2
–CH
2
–CH
2
–CH
2
–CH
2
–CH
2
n
Monómero 
R
2
C=CR
2
Propagación
(n+1)
(n+1) H
2
C=CH
2
2 Etapa de propagación
 
Ocurre cuando la polimerización ha llegado a su fin. Esta etapa puede producirse por la combinación 
de dos radicales libres o cuando se adiciona un inhibidor externo.
Término
n
n + 1
n + 1
–CH
2
–CH
2
–CH
2
–CH
2
–CH
2
–CH
2
n
Y–O–CH
2
–CH
2
–CH
2
–CH
2
——CH
2
–CH
2
–O–Y
n+1 n+1
3 Etapa de término
2
 nidad 3 Polímeros 4
32 4
 
Polimerización catiónica 
Otra vía para la polimerización por adición es a través de un iniciador catiónico. Un ejemplo 
clásico es la síntesis del polímero isobutileno, cuyo nombre IUPAC es 2-metilpropeno, el 
que se puede polimerizar con catalizadores catiónicos. A continuación, mostraremos su 
polimerización en cada una de sus etapas.
El poliisobutileno sintetizado vía catiónica contiene alrededor de 5 a 50 unidades monoméricas, 
es decir, es un polímero de cadena corta. Los poliisobutilenos de bajo peso molecular son líquidos 
y se utilizan como aditivos en el aceite lubricante y como adhesivos sensibles a la presión en cintas 
y etiquetas de papel despegables. Los poliisobutilenos de masa molar superior tienen viscosidad 
mayor y pueden sersólidos; se emplean en la fabricación de neumáticos para camiones y bicicletas.
Utiliza el mecanismo de polimerización catiónica para determinar la estructura del polímero 
formado con cuatro unidades de propeno.
Respuesta. Se debe realizar la polimerización del propeno con cuatro monómeros:
A ctividad modelada
Carbocatión
Inicio Propagación Término
H
3
C CH H
3
C CH+ H
2
C CH CH CH
2
CH+ H
2
C
 
 CH CH CH
2
CH CH
2
CH+...   HC CH
2
CH CH
2
HC CH
2
CH = CH
2
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
2
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
H+
 
En esta etapa, el isobutileno forma una 
especie que contiene un átomo de carbono 
cargado positivamente al que se le 
denomina carbocatión: 
 Etapa de iniciación
AlCl
3
 o
BF
3
; H+
CH
2
 C
CH
3
CH
3
CH
3
 — C+
CH
3
CH
3
CarbocatiónIsobutileno
 
Carbocatión Carbocatión Cadena polimérica en crecimientoMonómero
CH
3
 C+ + CH
2
 C CH
3
C CH
2
 C+ CH
3
 C CH
2
 C CH
2
 C+
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
n
En la etapa de propagación, el carbocatión reacciona con el monómero y rompe el doble enlace 
carbono-carbono de este, formando un nuevo carbocatión. Esto ocurre sucesivamente para crecer la 
cadena polimérica:
2 Etapa de propagación
Polisobuteno
(CH
3
)
3
C CH
2
 C CH
2
 C+ (CH
3
)
3
C CH
2
 C CH
2
 C
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
H
CH
3
CH
3
CH
2
CH
3
−H+
n n
 a etapa de término sucede cuando el carbocatión capta un par de electrones de uno de los grupos 
metilo adyacentes debido a la pérdida de un protón, H+, formando nuevamente un doble enlace.
3 Etapa de término
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 5
 
Identifica las moléculas que faltan en el siguiente mecanismo de reacción de una 
polimerización aniónica:
Inicio Propagación Término
A + H
3
C Li HC CH– Li+ HC CH– + B HC CH
2
 CH–
2
  HC CH + C  HC
2
 CH
3 
+ Li OH
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
 
Respuesta. En la etapa de inicio, el producto muestra que la molécula tiene un grupo metilo 
que proviene del metil-litio; por lo tanto, debe ser un etileno, H
2
C = CH
2
. En la propagación, el 
producto tiene un grupo CH
2
–
 
CH
2
–; por retrosíntesis (ver yuda), el par de electrones que otorgan 
la carga negativa generan un enlace entre los carbonos. Entonces, B es un etileno, H
2
C = CH
2
. En 
la etapa de término, el grupo hidroxilo que se une al litio indica que C es agua.
A ctividad modelada
1. Aplica tus conocimientos y 
desarrolla el mecanismo de 
polimerización para:
a. la polimerización catió-
nica de seis unidades de 
2,3-dimetil-2-buteno.
b. una polimerización 
aniónica de cuatro 
unidades de 4-metil-2-
penteno.
A ctividad propuesta
Polimerización aniónica 
La polimerización aniónica se utiliza frecuentemente cuando el monómero contiene un grupo 
que atrae electrones. Este grupo permite la formación de un carbono con carga negativa 
llamado carbanión. Veamos a continuación cada etapa de este tipo de polimerización.
La siguiente actividad te ayudará a aplicar y reforzar tus conocimientos.
La retrosíntesis es una 
herramienta que permite a 
los investigadores identificar 
una posible vía para sintetizar 
una molécula compleja. El 
proceso involucra el romper 
en moléculas más simples la 
estructura, logrando así llegar 
a moléculas conocidas; luego, 
se plantea la ruta de unión 
de estas secciones indicando 
los reactivos y condiciones 
de reacción, para, finalmente, 
volver a obtener la molécula 
compleja.
AYUDA
 Estructura de un carbanión. Este es un 
compuesto orgánico aniónico, donde la 
carga negativa está sobre un átomo de 
carbono.
C
–
 
RCH
2
CH Li+ 
CH
2 
 CHL
 RCH
2
CHCH
2
CH Li+
L L L
Monómero
Cadena poliméricaCarbanión
En la etapa de propagación, el carbanión reacciona con el monómero para hacer crecer la cadena 
polimérica:
2 Etapa de propagación
 
 a formación del carbanión en una polimerización aniónica es catalizada por una especie organometálica 
donde hay un enlace metal-carbono. os más utilizados son los compuestos organometálicos alquil-litio:
 Etapa de iniciación
R– Li+ CH
2
 CH R CH
2
 CH Li+
L L
Compuesto organometálico 
alquil-litio
 a etapa de término ocurre cuando el carbanión capta un protón, H+, del disolvente en el que sucede 
la reacción:
3 Etapa de término
RCH
2
CHCH
2
CH Li+ + NH
3
 
L L
R CH
2
 CH CH
2
 CH
2
 + LiOH
L L
 nidad 3 Polímeros 6
32 4
Polímeros de adición más comunes
Existen diversos usos para los polímeros según sus características. En la siguiente tabla te 
entregamos una lista de los polímeros de adición de mayor uso desde el punto de vista industrial.
 olímero Monómero Usos
 (CH
2
 CH
2
)
n
Polietileno
CH
2
 CH
2
Etileno
Material de embalaje, piezas 
moldeadas, contenedores, juguetes
 CH
2
 CH
2 
CH
3 n
Polipropileno
CH
2
 CH
CH
3
Propileno
Fibras textiles, artículos moldeados, 
cuerdas ligeras, contenedores de 
alimentos
 CH
2
 CH
2 
Cl
 n
Policloruro de vinilo
CH
2
 CH
Cl
Cloruro de vinilo
Mangueras de jardín, tubos, 
artículos moldeados, baldosas 
de piso, aislamiento eléctrico, 
cuero vinílico
 CH
2
 CH
 
CN
 n
Orlón®, Acrilán®
CH
2
 CH
CN
Acrilonitrilo
Fibras textiles
 (CF
2
 CF
2
)
n
Teflón
CF
2
 CF
2
Tetrafluoroetileno
Cojinetes para juntas, válvulas, 
materiales aislantes, revestimientos 
resistentes al calor y a productos 
químicos, antiadherentes para las 
ollas y sartenes
 CH
2
 CH
 
n
Poliestireno
CH
2
 CH
Estireno
Artículos moldeados, espuma de 
poliestireno, aislamiento, embalaje, 
juguetes, envases desechables de 
alimentos
 CH
2
 C
 
O C
OCH
3 n
CH
3
 ucite®, Plexiglas®
(resinas acrílicas)
CH
2
 C
 
 CH
3
O
C
 
 O CH
3
Metacrilato de metilo
 as lentes de contacto, láminas 
transparentes para ventanas y 
aplicaciones de óptica, artículos 
moldeados, acabados de 
automóviles
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 7
 olímeros de condensación
Los polímeros de condensación se pueden obtener mediante la formación de enlaces 
covalentes entre los monómeros que la componen. El requisito para la polimerización por 
condensación es que los onó eros sean bifuncionales; es decir, deben poseer grupos 
funcionales en ambos extremos de la molécula. Cuando las unidades de monómeros se 
unen, se pierde una molécula pequeña como agua, H
2
O; un alcohol, ROH, o un haluro de 
hidrógeno, HX. La reacción de condensación se puede simbolizar de la siguiente forma:
Monómeros Dímero Condensación de una 
molécula pequeña
 X + Y + X Y
En un polímero, las reacciones de condensación continúan hasta el término de la cadena 
polimérica, tal como se representa a continuación:
X X + Y Y X Y + X Y
Y Y + X Y + X X Y X + 2 X Y
¿En qué consisten estas reacciones? Lo revisaremos utilizando algunos ejemplos. Veamos el 
mecanismo de la reacción de un alcohol, R-OH, con un ácido carboxílico, R’-COOH, para 
producir un éster, R-COO-R’:
Alcohol
Ácido carboxílico Éster
Enlace 
covalente
Agua
R OH + HO C R´ R O C R´ + H
2
O
O O
En este caso, el grupo OH del ácido carboxílico es reemplazado por el átomo de oxígeno 
del alcohol; luego, el átomo de H del alcohol reacciona con el grupo hidroxilo del ácido, 
completando así la reacción de condensación. Como resultado, las moléculas quedan unidas 
por un enlace covalente formando un éster; además, se libera una molécula de agua.
Otro ejemplo es la reacción entre una amina, R-NH
2
, con un ácido carboxílico, R’-COOH, 
para producir una amida, R-NHCO-R’. Veamos su mecanismo:
Amina AmidaÁcido carboxílico
Enlace 
covalente
Agua
R N H + HO C R´ R N C R´ + H
2
O
OH H O
En este caso, el grupo amino reemplaza al grupo OH del ácido carboxílico para formar 
la amida; simultáneamente, un átomo de H de la amina reacciona con el grupo hidroxilo 
liberado para formar agua.
Algunos ejemplos de estos monómeros son las diaminas, los dialcoholes y los diácidos:
HOOCR COOH
Diácido
H
2
N R NH
2
Diamina
HO R OH
Dialcohol
Los polímeros obtenidos a partir de estos monómeros son las polia idas y los poliésteres, 
los que veremos con más detalle a continuación.
 nidad 3 Polímeros 8
32 4
 as poliamidas
Para formar una poliamida se hace reaccionar un diácido, HOOC-R-COOH, con una 
diamina, H
2
N-R-NH
2
, con la consecuente liberación de una molécula de agua, como se 
muestra a continuación:
Una de las poliamidas más familiares para nosotros es el nailon (ver Am liando memoria). 
Está formado por la combinación de dos compuestos diferentes, por lo que se considera un 
copolímero. El primer nailon fabricado se llamó nylon 6,6, ya que se había desarrollado por 
la combinación de dos compuestos de seis átomos de carbono cada uno: el ácido adíptico y 
el hexametilendiamina. La siguiente es su reacción:
Ácido adípico
(ácido 1,6-hexanodioico)
Hexametilendiamina
(1,6-diaminohexano)
6 átomos de CEnlace amida6 átomos de C
Unidad 
recurrente
HO C CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
 C OH H N CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
 N H
O O H H
HO C CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
 C N CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
 N H
O O H H
H
2
O
Al observar la reacción anterior, notarás que al liberarse el agua, las 
moléculas se unen mediante un enlace a ido y de esta unión se 
obtiene la unidad recurrente. El producto de reacción con el enlace 
amida todavía tiene un grupo carboxilo en un extremo y un grupo 
amino en el otro, por lo que este dímero puede reaccionar con otros 
y extender la cadena.
El nailon es un material sintético que forma fibras elásticas fuertes 
y resistentes a las que se les ha dado numerosos usos. Los grupos 
a ido son los que hacen que el nailon sea una fibra tan fuerte, 
debido a que pueden for ar puentes de hidrógeno con los grupos 
carbonilos en las cadenas adyacentes, tal como se observa en la 
estructura que se muestra al costado:
Amplian o
MEMORIA
El nailon se sintetizó por 
primera vez en el año1935 y fue 
muy popular como sustituto 
de la seda en medias de mujer. 
Su producción se aceleró 
con el inicio de la Segunda 
Guerra Mundial para fabricar 
paracaídas, cuerdas para 
neumáticos de los aviones e 
incluso cordones para las botas 
de los soldados del Ejército. 
Actualmente es uno de los 
polímeros más utilizados; se 
emplea para fabricar fuertes 
fibras elásticas de variados 
productos, como líneas de 
pesca, todo tipo de prendas de 
vestir, entre otros.
Diácido carboxílico Diamina
HO +
O
O H
H
HO
H N
N H
El ácido carboxílico terminal puede 
reaccionar con otra diamina y 
alargar la cadena.
El grupo amino terminal puede 
reaccionar con otro diácido y alargar 
la cadena.
HO +
O
O H
H
H
2
ON
N H
 N C C N N C C N 
C N N C C N N C 
H HH H
H H H
O OO O
O OO O
Puente de hidrógeno
Cadenas 
poliméricas
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 9
 os poliésteres
Para formar un poliéster se hace reaccionar un diácido, HOOC-R-COOH, con un dialcohol, 
HO-R-OH, con lo que se libera una molécula de agua, como se muestra a continuación:
HO
O O
OH
+
HO
OH
HO
O
OH
+ H
2
O
O
O
Diácido carboxílicoDialcohol
El grupo ácido terminal puede reaccionar con otro 
dialcohol y alargar la cadena.
El grupo alcohol terminal puede reaccionar con otro 
diácido y alargar la cadena.
Cuando un ácido carboxílico, R-COOH, reacciona con un alcohol, R’-OH, se produce una 
reacción de esterificación, en la que se elimina una molécula de agua y cuyo producto es un 
éster. Este tipo de reacciones es catalizada por ácidos como el ácido sulfúrico, H
2
SO
4
, como 
se observa a continuación:
O O
+ H
2
O
H
2
SO
4
O+ OHOH
ÉsterAlcoholÁcido carboxílico
En la formación de un poliéster, los monómeros que conforman la cadena polimérica se 
unen por un enlace éster. Recuerda que los monómeros deben ser bifuncionales; por lo 
tanto, son un dicarboxilo y un diol. La estructura general del poliéster se puede representar 
como sigue:
Enlace éster
 C R´ C O R O C R´ C O R O 
O OO
n
Tal como las poliamidas, los poliésteres son copolí eros, es decir, una macromolécula 
compuesta por dos o más monómeros distintos.
Quizás uno de los poliésteres más importantes a nivel industrial es el tereftalato de 
polietileno, comúnmente conocido como PET, por las siglas en inglés de olyethylene 
tere htalate. El PET es un polímero plástico muy utilizado en envases, bebidas y textiles. 
Los dos monómeros empleados para fabricarlo son el etilenglicol y el ácido tereftálico. 
Etilenglicol
(1,2-etanodiol)
Ácido tereftálico
(ácido benceno-1,4-dicarboxílico)
HO CH
2
 CH
2
 OH HO C C OH
O O
 Tereftalato de polietileno, PET, un 
poliéster reciclable.
 
PET
 nidad 3 Polímeros 20
32 4
Te invitamos a desarrollar la siguiente actividad en la que reforzaremos los conocimientos 
que has adquirido acerca de los polímeros de condensación.
1. Considera la siguiente poliamida:
 C (CH
2
)
4
 C N (CH
2
)
6
 N C (CH
2
)
4
 C N (CH
2
)
6
 N 
OO H H H HO O
Escribe las estructuras de los dos monómeros que se utilizan para hacer este polímero, 
es decir, el ácido dicarboxílico y la diamina correspondientes.
Paso 1. dentifica en la estructura los fragmentos que estén entre dos grupos carbonilo, 
C=O, y dos grupos amino, R-N.
 C (CH
2
)
4
 C N (CH
2
)
6
 N C (CH
2
)
4
 C N (CH
2
)
6
 N 
OO H H H HO O
Paso 2. Rompe el polímero en los fragmentos que identificaste. Cada uno de los 
fragmentos debe ser uno de los monómeros.
 C (CH
2
)
4
 C N (CH
2
)
6
 N C (CH
2
)
4
 C N (CH
2
)
6
 N 
OO H H H HO O
Paso 3. Finalmente, añade un grupo OH- a cada grupo carbonilo terminal, C=O, y un H- a 
cada grupo amino terminal, R-N, de cada fragmento.
 C (CH
2
)
4
 C 
OO
HO C (CH
2
)
4
 C OH
OO
OH Ácido dicarboxílico
 N (CH
2
)
6
 N 
H H H H
H N (CH
2
)
6
 N H
H Diamina
E strategia
Escribe la fórmula estructural del éster que se forma al reaccionar una molécula de 
etilenglicol con una molécula de ácido tereftálico:
Etilenglicol Ácido tereftálico
HO CH
2
 CH
2
 OH HO C C OH
O O
Respuesta. Se sabe que al hacer reaccionar un ácido carboxílico con un alcohol se obtiene un éster, 
R-COO-R’, y agua, porque es una esterificación. Entonces tenemos:
HO CH
2
 CH
2
 O C C OH + H
2
O
O O
A ctividad modelada
1. Identifica y escribe la unidad 
recurrente del polímero 
PET.
2. Se hacen reaccionar las 
moléculas OH-A-A-A-A-OH 
y HN-B-B-B-B-NH. ¿Qué 
tipo de polímero se forma 
en este caso? Explica tu 
respuesta desarrollando la 
ecuación y su mecanismo.
A ctividad propuesta
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 2 
Segmento de polipirrol. Al igual que en 
el politiofeno, el par de electrones libres 
del nitrógeno permite la conductividad.
Segmento de poliacetileno. Se aprecia el 
sistema conjugado de los dobles enlaces.
Segmento de polianilina. El par de 
electrones libres del nitrógeno, en azul, 
permite la conductividad.
 olímeros conductores
Como se mencionó con anterioridad, una de las características más importantes de los 
polímeros es su capacidad de actuar como aislantes eléctricos; es decir, estos políme-
ros pueden obstaculizar el paso de corriente debido a que su conductividad es menor a 
10–6 S/cm.
Durante el desarrollo y creación de los polímeros sintéticos surgió un gran número de inves-
tigaciones destinadas a reunir, en un solo material, propiedades mecánicas, como la elastici-
dad, la flexibilidad y la resistencia a los golpes, con propiedades químicas, como la resistencia 
a la corrosión y la conducción de la electricidad.
No fue hasta 1970 cuando un error en la síntesis de poliacetileno a partir de acetileno ga-
seoso generó un producto de apariencia metálica con la flexibilidad de un polímero y que 
además conducía la electricidad. En 1977 se publicó un trabajo que, junto con explicar lo 
sucedido, demostró la posibilidad de sintetizar polímeros conductores. Esta investigación 
permitióque, en el año 2000, los profesores Alan J. Heeger, Alan G. MacDiarmid y Hideki 
Shirakawa recibieran el Premio Nobel de Química por el descubrimiento y desarrollo de 
polímeros conductores. Pero ¿qué es un polímero conductor?
Un polí ero conductor es un material orgánico que posee un gran número de dobles en-
laces conjugados. Este compuesto se obtiene tanto por reacciones de oxidación como de 
reducción (conocidas como dopaje), las que le confieren a la sustancia una conductividad 
cercana a 105 S/cm. Los materiales conseguidos por este método se diferencian de otros 
compuestos conductores en que en su estructura no hay un elemento conductor, como un 
metal, que les sirva de canal, sino que durante su síntesis se agregan donores o aceptores de 
electrones que permiten la conducción eléctrica.
En la actualidad se estudian principalmente las propiedades conductoras de sustancias de-
rivadas de poliacetileno, polianilina, politiofeno y polipirrol, cuyas estructuras puedes ob-
servar a continuación.
Amplian o
MEMORIA
Como la oxidación es una 
reacción reversible, el polímero 
oxidado o reducido va a 
tener distintas propiedades 
conductoras. 
Así, un polímero obtenido por 
 educción se comporta como un 
semiconducto , y un polímero 
formado por oxidación es un 
conducto .
Segmento de politiofeno. En amarillo se 
representa el átomo de azufre que, con 
su par de electrones libres, posibilita la 
conductividad.
 nidad 3 Polímeros 22
32 4
Conductividad en los polímeros y sus aplicaciones
Para comprender la conductividad en los polímeros, recordemos algunos principios de 
este fenómeno. Las propiedades eléctricas de un material, en general, vienen dadas por su 
estructura electrónica y su comportamiento aislante, semiconductor o conductor, y esto se 
puede explicar mediante la llamada teoría de bandas (ver Am liando memoria)
Sin embargo, la conducción en los polímeros no se explica con esta teoría, sino mediante 
la formación de los llamados polarones y bipolarones, y la presencia de dobles enlaces que 
permiten el flujo de electrones. El polarón es la molécula de polímero donde coexisten una 
carga positiva y un radical, mientras que en el bipolarón coexisten dos cargas positivas. Las 
cargas positivas, en ambos casos, se generan debido a un proceso de oxidación (pérdida 
de un electrón), lo que induce la deslocalización de los electrones en la molécula. Este 
movimiento de electrones es responsable de la conductividad en los polímeros.
Entonces, ¿la molécula queda cargada? No. Existen otras especies iónicas (llamadas 
contraiones) que acompañan a los polímeros iónicos y otorgan neutralidad eléctrica 
al sistema. Así, el material es neutro, pero conduce la electricidad. La siguiente imagen 
muestra las estructuras del polarón y del bipolarón derivados del polipirrol, un polímero 
eléctricamente conductor.
Polipirrol
Hoy en día se han desarrollado diversos usos para los polímeros conductores, también 
llamados etales sintéticos. Estos van desde la electrónica hasta la generación de redes 
nerviosas artificiales. Veamos algunos ejemplos.
Amplian o
MEMORIA
La teo ía de bandas explica que 
la distancia o ap entre la capa 
de mayor energía ocupada (o 
banda de valencia) y la capa 
de menor energía desocupada 
(o banda de conducción) 
determina si un material es 
aislante, semiconductor o 
conductor. A mayor distancia 
entre las bandas, mayor es su 
capacidad aislante.
En el siguiente esquema, las 
cajas rojas corresponden a 
las bandas conductoras, y las 
azules, a las bandas de valencia 
de un material X. Observa cómo 
varía la capacidad conductora 
según la distancia entre las 
bandas.
Nervios artificiales. El sistema nervioso envía señales 
a nuestro organismo en forma de impulsos iónicos o 
químicos que se convierten en eléctricos. Los polímeros 
conductores son capaces de traducir la señal ion-electrón, 
ya sea para transformar un impulso iónico en eléctrico, 
o viceversa, lo que entrega la posibilidad de utilizarlo, en 
un futuro cercano, para recuperar funciones sensoriales o 
motoras perdidas.
Baterías. Las reacciones de óxido-reducción se pueden 
considerar procesos de carga-descarga, por lo que este 
material es empleado, junto con electrodos metálicos, para 
crear baterías; por ejemplo, las de celulares.
Músculos. La capacidad de los polímeros conductores 
de traducir señales ion-electrón del sistema nervioso 
ha permitido crear con ellos dispositivos que pueden 
contraerse y expandirse, simulando el trabajo muscular, lo 
que abre la posibilidad de usarlos para fabricar músculos 
artificiales.
Dispositivos electrocró icos. Durante la oxidación de 
los materiales poliméricos, estos se colorean; por ello, si 
se reducen, cambian el color y la reflectividad del material. 
Esto ha permitido el desarrollo de ventanas inteligentes, 
pantallas planas y cristales líquidos.
H
N
H
N
N
H
N
H
Polarón Bipolarón
Catión-radical Bicatión
H
N
H
N
N
H
N
H
+
H
N
H
N
H
N
N
H
N
H
+
H
N
A- A- A-
Aislante
Semiconductor
Conductor
3 eV
1,5-2,5 eV
+
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 23
¿Cómo se degradan los polímeros?
Desde su creación, los plásticos nos han facilitado el transporte, el almacenaje y la 
presentación de diversos productos. Pero ¿qué sucede con estos artículos después de 
utilizarlos? 
Tal como lo hacen millones de personas en el mundo, lo más probable es 
que estos productos sean arrojados a la basura; el problema es el tiempo que 
permanecen entre los desechos. A diferencia de la materia orgánica que se 
degrada con la ayuda de microorganismos, los plásticos son inmunes a estos 
y pueden permanecer durante mucho tiempo inalterados. Por ejemplo, una 
bolsa plástica puede tardar 500 años en degradarse de forma natural; otros 
plásticos biodegradables demoran entre 30 y 50 años en degradarse. 
Pues bien, debido a la preocupación mundial por el cuidado del medio 
ambiente se ha generado la industria del reciclaje de plásticos. En ella, los 
mismos productores de estos materiales han creado una forma de clasificar 
el tipo de plástico producido, de modo de procesarlos de mejor manera. A 
continuación, te presentamos esta simbología y su significado.
 
PET
O O
R CH
2
 CH
2
 C C O R
n
Tereftalato de polietileno
El uso del reciclado de PET es la fabricación de alfombras de 
poliéster. También puede ser hilado en forma de algodón de 
azúcar para ser utilizado como relleno.
3
PVC
Cl
R CH
2
 CH
2
 R
n
Cloruro de polivinilo
El material de PVC reciclado se emplea para fabricar suelas 
de zapatos, pisos vinílicos, tuberías y contenedores de 
artículos que no sean alimentos. 
5
PP
CH
3
R CH CH
2
 R
Polipropileno
El polipropileno reciclado tiene muchos usos, incluyendo la 
fabricación de implementos de jardinería.
7
En este grupo se encuentran todos los plásticos 
que no han sido clasificados con anterioridad.
2
HDPE
R CH
2
 CH
2
 R
n
Polietileno de alta densidad
El HDPE se recicla para fabricar tubos de plástico, botes 
de basura o botellas para el almacenamiento de variados 
productos, excepto alimentos. 
4
LDPE
R CH
2
 CH
2
 R
n
Polietileno de baja densidad
El LDPE reciclado se utiliza para hacer tubos de plástico y 
bolsas de basura y para diversos usos.
6
PS
R CH
 
 CH
2
 R
Poliestireno
El PS proveniente de los productos no alimenticios puede 
ser fundido y convertido en pastillas que se emplean para la 
fabricación de accesorios de oficina y de escritorio; perchas, 
cajas de video, además de bandejas de plástico usadas para 
sostener plantas. Comercialmente, el PS expandido se conoce 
como plumavit®.
 El reciclaje ha permitido encontrar 
nuevos usos para el plástico.
 nidad 3 Polímeros 24
32 4
A continuación, te invitamos a realizar las siguientes actividades para que refuerces tus 
conocimientos.
1. Determina la estructura del polímero formado a partir de:
a. Cl
Cl
CH
2
catalizador
polimerización
b. 
polimerizaciónHO HO
HO
HO
O O
2. ¿Qué monómeros se utilizaronpara preparar los siguientes polímeros? Identifícalos.
a. 
H
3
C
CH
3CH CH CH CH
CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
CH
3
CH
3
CH
3
CH
3
n
b. 
H
3
C CH3
C C C C
CH
3
Cl Cl Cl Cl
CH
3
CH
3
CH
3
n
3. Determina la unidad repetitiva del polímero de condensación obtenido al combinar:
a. 
HO
OH
H
2
N
NH
2
+
O
O
b. 
Ácido Tereftálico Etilenglicol
+
OO
OH
OH
HO
HO
A ctividad propuesta
Polímero en casa
Procedimiento:
1. En un vaso plástico agrega una cucharada de goma 
blanca y una cucharada de agua. Agita bien para mezclar 
completamente.
2. En otro vaso añade una cucharada de jabón en polvo 
o jabón líquido y una cucharada de agua. Agita bien y 
revuelve de manera constante la mezcla goma/agua con la 
varilla de madera o vidrio.
3. Agrega lentamente la disolución de jabón y sopla con la 
pajilla hasta que se forme un globo blanco en el vaso (se 
necesita más o menos la mitad de la disolución).
4. Remueve el globo y colócalo entre dos toallas de papel 
absorbente. Presiona para eliminar el exceso de líquido.
Slime
Procedimiento:
1. En un vaso de precipitado de 400 mL prepara una 
disolución de alcohol polivinílico (PVA) al 4%, y en el otro 
vaso de 400 mL, una disolución de tetraborato de sodio 
(Bórax) al 4%.
2. Con la pipeta graduada, toma 10 mL de la disolución 
de PVA y viértela en el vaso de precipitados de 600 mL. 
Añade una o dos gotas de colorante.
3. Con la pipeta graduada de 5 mL agrega 2,5 mL de la 
disolución de Bórax a la disolución de PVA y agita 
cuidadosamente con la varilla de vidrio hasta que no se 
produzcan cambios.
4. Saca el polímero del recipiente y déjalo encima de la mesa 
sobre una lámina de plástico o sobre papel filtro.
5. Después de manipular el polímero, guárdalo en una bolsa 
hermética.
A ctividad experimental
- 2 vasos de precipitado de 
400 m .
- 1 vaso de precipitado de 
600 m .
- Pipetas graduadas de 5 y 
10 m .
- Varilla de vidrio.
- Bolsas con cierre hermético.
- Alcohol polivinílico (PVA).
- Tetraborato de sodio (Bórax).
- Colorantes vegetales.
- Papel filtro.
 ateriales y reactivos
- 2 vasos plásticos transparentes.
- Papel absorbente.
- Cucharas de medir.
- Pajilla o bombilla.
- Varilla de madera o vidrio.
- Goma blanca.
- Almidón líquido (maicena).
- Jabón en polvo o líquido.
 ateriales y reactivos
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 25
iencia paso a pasoC
Pensamiento científico
Un profesor de química desafía a sus alumnos a identificar la estructura de ciertos polímeros 
mediante sus características físicas. Para ello, entrega tres muestras de plásticos sin identificar 
y las estructuras químicas de los posibles compuestos con su nombre.
O CH
3
CH
3
 O C O C 
n
Policarbonato
C
6
H
5
 CH CH
2
 
n
Poliestireno
 CH
2
 CH
2
 
n
Polietileno de baja 
densidad, DPE
 lanteamiento del problema
Con esta información, los estudiantes se plantean el siguiente problema:
“Utilizando experimentos para caracterizar plásticos, ¿es posible identificar el tipo de 
plástico a que corresponde cada muestra?”.
Formulación de hipótesis
La explicación que planteó el grupo de estudiantes a esta interrogante fue la siguiente:
Si el resultado de las ruebas ermite caracterizar e identificar cada una de las muestras, 
entonces se odrá determinar cuál estructura química corres onde a cada una. 
Diseño experimental
Para probar su hipótesis, los estudiantes diseñaron un experimento en el que debían realizar dos 
procedimientos: uno para identificar la muestra mediante su densidad y el otro para hacerlo 
por medio de una prueba de pirólisis. A continuación, te entregamos el detalle de cada uno.
Procedimiento 1: identificación por densidad
1. En cada tubo de ensayos colocar 5 mL de cada una de las disoluciones indicadas en 
Materiales y reactivos. Rotular cada tubo.
2. Cortar seis muestras de cada uno de los tres plásticos entregados y realizar la prueba a 
cada uno de ellos.
3. Con ayuda de la varilla de vidrio, sumergir hasta el fondo del tubo cada una de las 
muestras y observar el comportamiento al sacar la varilla.
4. Es necesario retirar cada muestra una vez realizada la prueba, antes de proceder a efectuar 
el ensayo siguiente.
El profesor entregó a los estudiantes dos tablas de densidades: una de los distintos tipos de 
polímeros, como referencia, y otra de las disoluciones utilizadas en la prueba. Así, será posible 
etaPas del método científico
 . Planteamiento del problema.
2. Formulación de hipótesis.
3. Diseño experimental.
4. Obtención de resultados.
5. Interpretación de resultados.
6. Elaboración de conclusiones.
materiales y reactivos
- 3 muestras de distintos 
plásticos.
- Espátula.
- 6 tubos de ensayo con 
tapones.
- Varilla de vidrio.
- Pipeta parcial de 10 m .
- Pinza metálica.
- Mechero.
- Disoluciones de etanol al 38 %, 
50 % y 52 %.
- Disoluciones de cloruro de 
calcio, CaCl
2
, al 32 % y 40 %.
- Disolución de cloruro de sodio, 
NaCl, al 10 %.
 olímero Densidad g mL-1
PET 1,29
HDPE 0,952
 DPE 0,920
PVC 1,16
PP 0,910
PS 1,05
PC 1,2
PA 1,13
ABS 1,05
 Tabla de densidad de 
algunos polímeros.
 Tabla con las densidades de las 
disoluciones patrón.
Disolución Densidad g mL-1
Etanol 38 % 0,9392
Etanol 50 % 0,9139
Etanol 52 % 0,9095
CaCl
2
 32 % 1,3036
CaCl
2
 40 % 1,3957
NaCl 10 % 1,0707
 nidad 3 Polímeros 26
32 4
 Tabla con descripción de polímeros 
frente a prueba de pirólisis.
 En la imagen se observa en detalle la 
pirólisis de una muestra de plástico. 
Característica 
del polímero
Tipos de polímeros
LD E U C S A
Flexible NO NO NO NO NO
Fácil de quemar SÍ NO NO SÍ NO
 lama continua SÍ SÍ NO SI NO
Humo negro NO SÍ NO SÍ NO
 lama amarilla NO SÍ SÍ SÍ NO
tener una estimación cualitativa de la densidad de cada muestra. Estas tablas son las siguientes:
Procedimiento 2: identificación mediante pirólisis.
Consiste en realizar dos pruebas a las muestras: una de inflamabilidad y otra de fusión. 
Ambas deben efectuarse bajo campana ya que pueden generar vapores tóxicos.
Prueba de inflamabilidad
1. Sostén una muestra de plástico con una pinza y colócalo directamente a la llama 
del mechero.
2. Registra tus observaciones; entre ellas, color de la llama y del humo. Observa si 
el plástico continúa quemándose al retirarlo de la llama.
3. Realiza esta prueba para cada una de las muestras.
Prueba de fusión
1. Coloca la muestra en la espátula e introdúcela en la llama azul del mechero; calienta 
lentamente y anota tus observaciones, a medida que el plástico se funde. Si es calentado 
rápidamente, se va a encender.
2. Deja enfriar la muestra y observa su apariencia: prueba la flexibilidad del plástico 
tratando de doblarlo y escribe tus observaciones.
3. Repite esta prueba para cada una de las muestras.
Una vez efectuada esta prueba, compara tus resultados con la tabla de identificación 
por pirólisis que se muestra al costado.
Obtención de resultados
Una vez realizadas las pruebas, los alumnos tabularon 
sus resultados. Las tablas que construyeron para ordenar 
la información se muestro al costado como Resultados 
procedi iento 1 y Resultados procedi iento 2.
Interpretación de resultados
Responde las siguientes preguntas basándote en el 
análisis de las experiencias realizadas y los resultados 
obtenidos.
a. ¿Qué significa que una muestra pueda flotar en una disolución y en otra no?
b. ¿Por qué es necesario quitar las muestras antes de ejecutar el ensayo en el procedimiento 1?
c. En el procedimiento 1 se utiliza como indicador disoluciones de etanol de distintas 
concentraciones. ¿Por qué? Explica a partir de la influencia que tiene la concentración 
de una disolución en su densidad.
d. ¿Es posible la identificación de las muestras solo utilizando un procedimiento 
experimental? Si no es así, ¿por qué?
e. ¿A qué polímero corresponde cada una de las muestras?
f. Determina la estructura química que corresponde a cada muestra. Justifica tu elección.
Elaboración de conclusiones
Basándote en el análisis de los resultados,elabora con tus propias palabras las conclusiones 
de esta actividad.
Descriptor
Muestras
M1 M2 M3
Flexible NO NO NO
Fácil de quemar SÍ SÍ NO
 lama continua SÍ SÍ NO
Humo negro NO SÍ NO
 lama amarilla NO SÍ SÍ
Disolución M1 M2 M3
Etanol 38% NF NF NF
Etanol 50% NF NF NF
Etanol 52% NF NF NF
CaCl
2
 32% NF NF F
CaCl
2
 40% NF NF F
NaCl 10% F F NF
NF: no flota; F: flota
Resultados procedimiento 1 Resultados procedimiento 2
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 27
 aliza do disco 
Evaluació de proceso
I. Marca la alternativa que consideres correcta.
Introducción a los polímeros
1. ¿Cuál es la unidad que se repite en el policloruro de 
vinilo?
A. CH
2
=CCl
2
B. CF
2
=CF
2
C. CH
2
=CHCl
D. C
6
H
2
CH=CCl
2
E. C
6
H
2
CH=CHCl
2. ¿Cuál es la unidad que se repite en el teflón?
A. CF
2
=CF
2
B. CH
2
=Cl
2
C. C
6
H
2
CH=CCl
2
D. CHF=CHF
E. CHF=CF
2
3. ¿Qué caracteriza a los polí eros?
A. Su buena resistencia mecánica.
B. El largo de sus cadenas.
C. El tipo de monómero que lo forma.
D. El tipo de oligómero que lo conforma.
E. Su masa molar.
4. ¿Qué es un oligó ero?
A. Un polímero de gran masa molar.
B. Un polímero de baja masa molar.
C. Un homopolímero.
D. Un copolímero.
E. Un polimerito.
5. ¿Cuál es la co posición de un copolí ero?
A. Monómeros de distinta clase.
B. Monómeros de igual clase.
C. Solo oligómeros.
D. Polímeros de diferente clase.
E. Polímeros de igual clase.
6. ¿Qué es un polí ero ter oplástico?
A. Una sustancia plastificable.
B. Un compuesto moldeable en frío.
C. Un polímero para hacer termos plásticos.
D. Una sustancia remoldeable en caliente.
E. Un compuesto resistente al calor.
7. La estructura de un polí ero es: 
AABABBAABABBAABABB. ¿Qué se puede afir ar 
sobre él?
I. Es un copolímero.
II. Su estructura es por bloques.
III. Es un polímero termoestable.
A. Solo I
B. Solo II
C. Solo I y II
D. Solo II y III
E. I, II y III
 olímeros de adición
8. ¿Cuál es el onó ero para el polí ero representado?
nOH OH OH OH OH
A. H
3
C-CH
2
-OH
B. H
2
C=CH-CH
3
C. H
2
C=CH-OH
D. HC C-OH
E. HC C—
9. ¿Cuál es la unidad ono érica del polí ero 
representado a continuación?
H
3
C CH
2
 CH CH
3
n
A. H
2
C==CH—
B. H
2
C=CH
2
C. H
3
C-CH=CH-CH
3
D. H
2
C=CH=CH
3
E. H
2
C=CH C – CH
3
 
 nidad 3 Polímeros 28
32 4
10. ¿Có o debe ser la estructura del onó ero del 
siguiente polí ero, de odo tal que dos cadenas 
pudiesen for ar un polí ero tipo escalera?
n
A. H
3
C-CH
2
-CH
3
B. HC C-CH
3
C. H
2
C=CH-CH
3
D. H
2
C=C=CH
2
E. H
2
C=CH
2
II. Realiza las actividades que se presentan a continuación:
11. Para el siguiente onó ero, FClC=CF
2
, deter ina lo 
siguiente:
a. La estructura de Lewis de este monómero.
b. La estructura de una porción del polímero formado 
con cinco unidades de este monómero.
12. Identifica y no bra el onó ero utilizado para hacer 
cada uno de los siguientes polí eros de adición:
A. 
 C C 
Cl
H
H
H
n
B. 
 C C 
CN
H
H
H
n
C. 
 C C 
CH
3
H
H
H
n
13. Dibuja el polí ero for ado cuando poli eriza el 
acrilato de etilo, CH
2
= CHCO
2
CH
3
.
Anota el nivel de logro de tus aprendizajes de la Unidad según 
la categoría de desempeño dada: 
 . Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Logrado.
 Comprendo las características generales de los polímeros.
(preguntas 1 a 7
 Entiendo los tipos de catálisis y sus aplicaciones directas. 
(preguntas 8 a 14))
 Aplico y analizo los aspectos fundamentales de la teoría de 
las colisiones. 
(preguntas 15 y 16)
Mi ESTADO
14. Teniendo en cuenta la estructura del polí ero que se 
indica a continuación, deter ina cuál es su unidad 
 ono érica.
F F F F F FF F F F F F
15. En la poli erización por adición vía radicales libres, 
¿qué característica distingue las etapas de propagación 
y ter inación en la poli erización? Explica y 
funda enta tu respuesta.
16. Un investigador realiza la síntesis y caracterización de 
un copolí ero, obteniendo los siguientes resultados.
 olímero A olímero B
Monómeros 
utilizados / g
150 g D; 200 g E 150 g D; 200 g E
Masa molar / 
g mol-1
150 000 150 000
Punto de fusión / K 297 317
Elongación 300 % 120 %
¿Có o explicarías los resultados logrados? 
Funda enta.
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 29
 olímeros naturales 
Seguramente en más de una oportunidad habrás admirado una telaraña y cómo su creadora 
la teje con una increíble habilidad. Si te has fijado, a simple vista está construida con un hilo 
muy delgado que se mueve con el viento o la vibración que provoca el insecto que cae en sus 
redes, lo que da una sensación de fragilidad. Sin embargo, el hilo de seda que compone la 
telaraña es uno de los materiales más resistentes que se conocen en la naturaleza, pues puede 
llegar a ser cinco veces más fuerte que un filamento de acero del mismo grosor; es más, se 
puede estirar hasta 30% más de su largo sin romperse. Increíble, ¿verdad?
Pues bien, ante este escenario, muchos investigadores han tratado de crear materiales que 
posean la misma resistencia, incluso para fabricar chalecos antibalas, y aunque han tenido 
muy buenos logros, ninguno ha podido superar a esta maravilla de la naturaleza. ¿Qué hace 
tan resistente a este hilo de seda? Su composición química.
La seda de la telaraña está compuesta de proteínas. Estas son macromoléculas que, en 
algunos casos, se pueden considerar polímeros, cuyos monómeros son los llamados 
a inoácidos. En el caso particular de las telarañas, los a inoácidos principales son glicina 
y alanina. Este es uno de muchos ejemplos de polímeros naturales que existen y que son 
fundamentales para los seres vivos.
Los sistemas vivos producen una gran variedad de moléculas que según sus características 
cumplen diferentes funciones en el organismo: algunas sustancias tienen que ser móviles y 
solubles en agua para transportarse por todo el sistema; otras tienen una función estructural 
y proporcionan soporte; o bien ayudan al movimiento. Debido a la amplia variedad de 
funciones que desempeñan estas moléculas son deseables en ellas propiedades como 
resistencia, flexibilidad e insolubilidad. 
¿De qué tipo de moléculas estamos hablando? Recordemos y repasemos un poco lo que 
debes haber aprendido hasta ahora al respecto. Al estudiar las moléculas y los iones en 
los organismos vivos, se pueden encontrar una gran variedad de sustancias con diferentes 
tamaños y de diversa complejidad: iones de sodio, potasio y calcio, que ayudan a regular la 
homeostasis; metales en traza como cobalto y cobre, que participan en diversas reacciones 
de síntesis; moléculas orgánicas como cetonas, alcoholes y ácidos carboxílicos, presentes 
en jugos gástricos y que también forman parte de nuestra estructura molecular; hormonas, 
vitaminas, grasas y aceites, esenciales para nuestra vida. 
Así, llegamos a moléculas de gran tamaño como las 
 acro oléculas biológicas, que son polí eros de condensación 
creados a partir de las reacciones químicas de la naturaleza y 
que se han ido perfeccionando a través de la evolución. Estas 
destacables moléculas son la mayor prueba de la versatilidad del 
carbono y de los heteroátomos que lo acompañan, tales como 
oxígeno, nitrógeno y azufre, entre otros.
Dentro de los polí eros naturales se encuentran los 
polisacáridos, las proteínas y los ácidos nucleicos. Gracias a 
ellos existen la madera, el pelo rizado, las uñas, la lana. Entre sus 
funciones están el acelerar las reacciones químicas que ocurren 
en cada célula, defender al cuerpo contra las infecciones o poseer 
la información genética necesaria para forjar otras biomoléculas. 
En estas moléculas gigantes, los grupos funcionales de sus 
monómeros y las reacciones que suceden entre ellos son idénticos 
a los de otras moléculas. Aprendamos más de estos polímeros a 
continuación.
 a seda producida por las arañas es un 
ejemplo asombroso de las bondades 
que nos entrega la naturaleza y que la 
tecnología de materiales sintéticos aún 
no ha logrado igualar, pueshasta el día 
de hoy no se ha podido industrializar su 
producción.
 a celulosa es el polisacárido más 
ampliamente distribuido en las plantas 
y constituye la mitad de la pared celular 
de la madera.
o
o
o
o
o
o
o
o
o o
o
o
o o
o
o
o
o
o
o
 nidad 3 Polímeros 30
32 4
Carbohidratos
Algunos de los polímeros naturales con los que estamos más familiarizados son el almidón 
y la celulosa. Estos pertenecen a un grupo de compuestos llamados hidratos de carbono o 
carbohidratos (ver Am liando memoria), componentes comunes en nuestra alimentación y 
una fuente importante de energía. Debido al sabor dulce que poseen algunos carbohidratos, 
también se les llama azúcares o sacáridos, término que proviene del latín saccharum que 
significa “azúcar”. 
La mayor parte de los carbohidratos que consumimos se obtienen de las plantas: el azúcar 
de caña o remolacha, el almidón de papa o de trigo, y la celulosa presente en el salvado y 
las verduras. Las diferencias entre los distintos tipos de hidratos de carbono se deben a la 
forma y al tamaño de sus moléculas. De este modo, según la complejidad de su estructura 
química se pueden clasificar en: monosacáridos, disacáridos y polisacáridos. Veamos con 
más detalle cada uno de ellos.
Monosacáridos 
Un monosacárido es un azúcar sencillo que no puede ser hidrolizado en otro carbohidrato 
 ás si ple. Se puede unir a otros por medio de una reacción de condensación para producir 
un disacárido.
Se pueden clasificar según el número de átomos de carbono que posean. Así, existen los 
monosacáridos de tres, cuatro, cinco y seis átomos de carbono llamados triosas, tetrosas, 
pentosas y hexosas, respectivamente. Observa la siguiente tabla donde se muestra, además, 
su fórmula química.
Nombre
Número de átomos 
de carbono
Fórmula Ejemplos
Triosa 3 C
3
H
6
O
3
Gliceraldehído
Tetrosa 4 C
4
H
8
O
4
Eritrosa
Pentosa 5 C
5
H
10
O
5
Ribosa, arabinosa
Hexosa 6 C
6
H
12
O
6
Glucosa, fructosa, galactosa
Al desarrollar la estructura de los monosacáridos podemos encontrar que en la cadena de 
carbono se ubican los grupos hidroxilos unidos a los carbonos y al grupo carbonilo; este 
último puede estar como un grupo aldehído o como una cetona.
Por lo anterior, se pueden clasificar en aldosas a aquellos monosacáridos que tienen un grupo 
aldehído ubicado en el carbono-1 de la cadena, y cetosas a las cadenas de monosacáridos 
que tienen un grupo cetona en el carbono-2. Por ejemplo, un monosacárido de seis átomos 
de carbono, es decir, una hexosa, que tenga un grupo aldehído en el carbono-1, se llamará 
aldohexosa. Si este mismo monosacárido tuviera en su estructura un grupo carbonilo en el 
carbono 2, se denominará cetohexosa.
Dentro de la familia de las aldohexosas se encuentra la glucosa, un monosacárido de gran 
interés biológico, ya que es el combustible de nuestro cuerpo. En estado sólido forma cadenas 
lineales, pero si se encuentra en disolución, adopta una estructura cíclica, tal como puedes 
observar en las imágenes del costado.
Otros monosacáridos de importancia desde el punto de vista biológico son: la ribosa, 
que forma parte del ADN; la galactosa; que es parte del azúcar de la leche, y la fructosa, 
componente del azúcar de las frutas.
 Estructura abierta de la glucosa.
 Forma cíclica de la glucosa.
Amplian o
MEMORIA
Todos los hidratos de carbono 
tienen la fórmula empírica 
C
x
(H
2
O)
y
, debido a que también 
se les conoce como derivados 
del carbono hidratado. Al igual 
que otros compuestos que 
contienen carbono, hidrógeno 
y oxígeno, si los hidratos 
de carbono se someten a 
una combustión completa, 
producen dióxido de carbono 
y agua.
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 3 
Disacáridos 
Los disacáridos son un dímero, es decir, una molécula constituida por dos unidades de 
monosacáridos. La unión de estos monosacáridos se conoce como enlace glucosídico y se 
establece por una reacción de condensación entre dos grupos hidroxilos para formar un 
enlace tipo éter, con la pérdida de una molécula de agua. Observa esta reacción y su ecuación:
R—OH + HO—R1 R—O—R1 + H
2
O
Cuando se forma el enlace éter, el grupo hidroxilo, –OH, tiene dos posibles ubicaciones en 
la cadena: la posición α o la posición β. En la posición α, el –OH situado en el carbono-1 
está en el lado opuesto al anillo que posee el grupo hidroximetilo, -CH
2
OH, ubicado en el 
carbono-6. En la posición β, por su parte, el –OH se encuentra en el mismo lado del anillo. 
Veamos un ejemplo utilizando la glucosa.
CH
2
OH
OH
HO
HO H
1
23
4
6
5
OHH
H
H
H
O
En la estructura α de la glucosa, el grupo 
–OH del carbono-1, en verde, se sitúa 
opuesto al plano en el que se ubica el 
grupo CH
2
OH, en azul.
CH
2
OH
OH
OH
HO
HO
1
23
4
6
5
H H
H
H
H
O
En la estructura β de la glucosa, el grupo 
–OH y el CH
2
OH se encuentran en el 
mismo plano; en la imagen, ambos en 
azul.
Por otra parte, al nombrar un dímero se mencionan dos números que 
indican las posiciones asignadas a los carbonos de los dos anillos que 
intervienen en la formación del enlace éter. Veamos esto tomando 
como ejemplo las estructuras A, B y C al costado de esta página.
En la estructura A se indica que el oxígeno del enlace éter se encuentra 
al lado opuesto del grupo hidroximetilo del carbono-6, es decir, en 
la posición α; además, el enlace se forma entre los carbonos 1 y 4. 
Por lo tanto, esta unión se llama enlace α-1,4. De manera análoga, la 
estructura B muestra un enlace β-1,4; o sea, el enlace éter se ubica al 
mismo lado del grupo hidroximetilo y entre los carbonos 1 y 4. Por 
su parte, la estructura C expone la formación del enlace éter por la 
reacción de los grupos hidroxilos situados en los carbonos 1 y 6; como 
esta unión se halla en la posición α, es llamado enlace α-1,6.
Para obtener los monosacáridos que forman el dímero, se debe recurrir a 
la hidrólisis del disacárido. Esta reacción en nuestro cuerpo es realizada 
por una serie de enzimas o catalizadores biológicos, que comienzan a 
romper los enlaces éter entre los dos monosacáridos requeridos.
1. Observa las estructuras que se encuentran al costado de la página y 
explica por qué se ven favorecidos los enlaces 1-4 y 1-6.
2. Si utilizas las unidades de fructosa y glucosa, ¿cuántos disacáridos 
puedes formar? Justifica.
A ctividad propuesta
OC
H
H
H
1
5 H
H
OH
OH
OH
H
2
COH
C
C C
C
O
6
4
3 2
C
H
H
H
1
5 H
H
OH
OH
H
2
COH
C
C C
C
O
6
4
3 2
 – 1,4
OC
H
H
H
1
5 H
H
OH
OH
OH
H
2
COH
C
C C
C
O
6
4
3 2
C
H
H
H
1
5 H
H
OH
OH
OH
CH
2
C
C C
C
O
6
4
3 2
 – 1,6
O
C
H
H
H
1
5 H
H
OH
OH
OH
H
2
COH
C
C C
C
O
6
4
3 2
C
H
H
H
1
5 H
H
OH
OH
H
2
COH
C
C C
C
O
6
4
3 2
β – 1,4
Estructura A
Estructura B
Estructura C
 nidad 3 Polímeros 32
32 4
1. La trehalosa es un disacárido formado por dos unidades de α-D-glucosa unidas por el 
carbono 1. Dibuja la estructura de este disacárido.
2. La sacarosa es un disacárido no reductor; en cambio, la maltosa y la lactosa sí lo son. 
Observa las estructuras de esos disacáridos. ¿Qué diferencia en ellas provoca esta 
clasificación? Explica.
A ctividad propuesta
Algunos ejemplos de disacáridos
Los tres disacáridos especialmente importantes son la sacarosa, la lactosa y la maltosa.
La sacarosa es normalmente conocida como azúcar de esa o azúcar común, muy utilizada 
para endulzar alimentos. Los dos monosacáridos presentes en una molécula de sacarosa 
son α-glucosa y β-fructosa. El enlace glucosídico entre ambos monosacáridos es del tipo α, 
β-(1 2).
OH
OH
OH
OHHO
H
H
2
C
H
HH
H
O
OH
OH
OH
HO
H
H
2
C
H
HH
H
O
OH
OH
H H
2
C
CH
2 O
HO
HOH
HO
H
O
OH
H H
2
C
CH
2 O
HO
HOH
HO
H
α-glucosa
β-fructosa
Sacarosa
La lactosa es el azúcar de la leche y se encuentra libre en la naturaleza, principalmente en la 
leche de los mamíferos (ver Am liando memoria). Se compone de una unidad de β-galactosa 
y una unidad de glucosa unidas por unenlace glucosídico tipo β-(1 4).
OH
OH
OH
OHHO
H
H
2
C
H
HH
H
O
OH
OH
OH
OHHO
H
H
2
C
H
H
H
O O
CH
2
OH
OH
OH
HO
O
CH
2
OH
OH
OH
OH
O
β– (1 4)
 β-galactosa Glucosa actosa
La altosa, conocida también como azúcar de alta, se encuentra en la naturaleza en 
menor abundancia que la sacarosa o la lactosa. Estructuralmente se compone de dos 
unidades de glucosa, una de las cuales debe ser α-glucosa.
α-glucosa 
O
CH
2
OH
OH
OH
4 1 +
HO OH
α
HO
O
CH
2
OH
OH
OH
1
O
α (1 4)
O
CH
2
OH
OH
OH
OH4 1
α o β
+H
2
O
CH
2
OH
OH
OH
HO α o β
OH
4 1
O
Amplian o
MEMORIA
La intolerancia a la lactosa 
se presenta cuando el 
intestino delgado no produce 
suficiente enzima lactasa. No 
es peligrosa y es muy común 
en los adultos. Los síntomas 
abarcan: distensión abdominal, 
cólicos abdominales, diarrea, 
flatulencia e incluso náuseas. 
Estos síntomas a menudo se 
alivian evitando la ingesta 
de productos lácteos que 
contengan lactosa.
 Estructura de la sucralosa, un 
endulzante alternativo al azúcar. ¿Cuál 
es su diferencia estructural respecto a 
la sacarosa?
CH
2
OH
O
O
O
Cl
H
H
H
H
H
OH H
OH
OH
H
CH
2
Cl
CH
2
Cl
H HO
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 33
Polisacáridos 
Un polisacárido es un polímero que contiene un gran número de monosacáridos enlazados 
entre sí por enlaces glucosídicos. Los polisacáridos son a menudo también llamados glicanos 
en bioquímica (ver Ayuda).
Como se mencionó anteriormente, un polisacárido corresponde a una macromolécula o 
polímero, y como tal podemos encontrar ciertas diferencias estructurales que los hacen 
únicos. Los parámetros más importantes que distinguen a los diversos polisacáridos el uno 
del otro son los siguientes:
1. La unidad repetitiva del onosacárido en la cadena polimérica es un solo monómero, es 
decir, un ho opolisacárido. Si la cadena polimérica posee dos o más tipos de monómero, 
la cadena se denomina heteropolisacárido. Los polisacáridos más abundantes en la 
naturaleza contienen solamente un tipo de unidad de monosacárido de repetición; tales 
polisacáridos, incluidos el almidón, el glicógeno, la celulosa y la quitina, son ejemplos de 
homopolisacáridos. 
 Cadena de homopolisacárido no ramificado
Enlace 
alicosídico
Unidad de 
monosacárido
Continuación 
de la cadena
Cadena de homopolisacárido no ramificado
Enlace 
alicosídico
Unidad de 
monosacárido
Continuación 
de la cadena
2. La longitud de la cadena poli érica. La longitud de la cadena en los polisacáridos puede 
variar desde menos de un centenar de unidades de monómero hasta más de un millón de 
unidades de monómero.
3. El grado de ra ificación de la cadena polimérica. La capacidad de formar estructuras 
de cadena ramificada es lo que distingue a los polisacáridos de los otros dos principales 
tipos de polímeros bioquímicos: las proteínas y los ácidos nucleicos, los que se producen 
solo como cadenas lineales poliméricas.
4. El tipo de enlace glucosídico entre las unidades monoméricas. Al igual que con los 
disacáridos, hay varios tipos diferentes de enlaces glucosídicos en las estructuras de los 
polisacáridos. Es importante distinguir entre la notación estructural utilizada para un 
enlace glicosídico del tipo α(1 4) y el empleado para un enlace glicosídico del tipo 
β(1 4). Obsérvalos a continuación:
 
o
C-4C-1
α (1 4)
 
β (1 4)
o
C-4
C-1
 Enlace α(1 4) Enlace β(1 4) 
Ramificación de un polisacárido
La palabra glicanos es sinónimo 
de polisacáridos. Están 
compuestos de un solo tipo 
de residuo de monosacárido, 
homopolisacárido, cuyo 
paralelo será homoglicano. 
Se nombran sustituyendo la 
terminación “-osa” del azúcar 
por “-ano”; por ejemplo: 
fructano, arabinano.
AYUDA
Cadena ramificada de homopolisacárido
Punto de 
ramificación
Punto de 
ramificación
Cadena de heteropolisacárido ramificada
Punto de 
ramificación
Punto de 
ramificación
 nidad 3 Polímeros 34
32 4
Algunos ejemplos de polisacáridos 
Los tres polisacáridos más importantes conformados por unidades de glucosa son 
el almidón, el glicógeno y la celulosa. Veamos sus características.
Almidón
Es un polímero de cadena larga cuya fórmula general es (C
6
H
10
O
5
)
n
. Las semillas, 
tubérculos y frutos de las plantas son las fuentes de almidones naturales, ya que 
el almidón es su principal depósito de hidratos de carbono. 
Se compone de dos tipos de polímeros de glucosa más pequeños: la a ilosa y la 
amilopectina. La amilosa es un polímero de cadena lineal que puede contener 
desde 100 hasta 1000 unidades de glucosa y tiene una estructura helicoidal 
abierta. La a ilopectina posee aproximadamente 5000 unidades de glucosa y 
difiere de la amilosa en que tiene algunas ramificaciones laterales.
Glucógeno
Su fórmula general es (C
6
H
10
O
5
)
n
. Tiene una estructura muy similar a la de la 
amilopectina; sin embargo, posee casi el doble de puntos de ramificación, lo que 
lo hace una excelente fuente de energía. 
Este polisacárido es la reserva de glucosa de animales superiores y microorganismos. 
En el ser humano se almacena en músculos e hígado, de modo que cuando el cuerpo 
necesita energía, el glucógeno se hidroliza y libera varias unidades de glucosa.
Celulosa
Su fórmula general es (C
6
H
10
O
5
)
n
, y es el más importante de los polisacáridos en 
plantas, pues desempeña un papel estructural fundamental. La celulosa tiene una 
disposición lineal de unidades de β-glucosa similar a la amilosa.
La unión entre sí de las moléculas de celulosa les confiere una característica 
particular: las cadenas de celulosa están dispuestas en haces paralelos para 
formar fibras que, debido a su gran tamaño, son extremadamente insolubles. 
La sacarosa o azúcar común es un edulcorante muy utilizado en la preparación de 
distintos alimentos. Sin embargo, debido a los problemas de salud que la ingesta 
en exceso provoca, se han empleado otros productos para endulzarlos. Uno de 
ellos es el aspartame, molécula compuesta por dos aminoácidos (ácido aspártico 
y fenilalanina) y metanol.
Al analizar las estructuras de estos dos edulcorantes al costado de esta página y 
según lo que has estudiado hasta ahora, ¿puedes clasificar a estos dos edulcorantes 
como azúcares? Explica. 
A ctividad propuesta
 Estructuras de aspartame y sacarosa, 
respectivamente.
 Esquema estructural de la celulosa.
 Esquema del glucógeno proveniente del hígado.
 Estructura de la amilosa y la amilopectina.
OH
H
2
C
HH
HO
OH
OH
HO
H
H
H O
OH
H H2C
CH
2
O
HO
HOH
H
SacarosaAspartame
H
2
N CH
CH
2
COOH
CH
2
NH
C O
HC CO
2
CH
3
 
O
o
o
o
o
o
o
o
o
o o
o
o
o o
o
o
o
o
o
o
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 35
 en
sa
m
ie
n
to
 
ci
en
tí
fi
co
C
C
C
R
R
R
R
H
H
H
H
C
C
C
CC
O
O
O
O
C
NH
NH
HN
HN
 roteínas, ¿macromoléculas o polímeros? 
Análisis de casos en que hay discrepancia entre observaciones y teorías 
científicas.
Durante esta Unidad hemos descrito a los polímeros como macromoléculas, es decir, 
moléculas de gran tamaño y de masa considerable. Además, los hemos caracterizado por 
estar compuestos por la repetición de una estructura o molécula, de modo de formar una 
cadena. No obstante estas consideraciones, ¿podemos decir que todas las macromoléculas 
son polímeros? Veamos.
En nuestro cuerpo existen alrededor de 100 000 proteínas diferentes que poseen diversas 
funciones, tales como la protección contra las infecciones, el soporte mecánico y la fuerza, y 
la catálisis de las reacciones metabólicas, todas esenciales para la vida.
Aunque las proteínas abarcan un espectro tan diverso de funciones, su estructura está 
compuesta por una serie de monómeros: un grupo de 20 moléculas llamadas a inoácidos, 
considerados como los bloques de construcción de las proteínas.
Para comprender la funcionalidad de una proteína se debe aprender sobre sus cuatro niveles 
de estructura: pri aria, secundaria, terciaria y cuaternaria. Observala siguiente figura y 
su descripción.
Amplian o
MEMORIA
Las proteínas se pueden 
clasificar en dos tipos 
principales: las proteínas 
fibrosas y las proteínas 
globulares. Las proteínas 
fibrosas son insolubles 
en agua y se utilizan 
principalmente para 
fines estructurales, y las 
proteínas globulares son 
parcialmente solubles en 
agua y se emplean para 
otros fines no estructurales.
 a estructura primaria de una proteína es la secuencia 
particular de aminoácidos que se unen entre sí por 
enlaces llamados peptídicos. El elemento más 
importante de esta estructura primaria es el enlace 
amida que une los aminoácidos.
2 Algunas regiones localizadas de una proteína pueden disponerse de 
manera tridimensional, lo que se conoce como estructura secundaria. 
Estas regiones se forman debido a enlaces de hidrógeno entre el protón 
de -NH de una amida y el oxígeno de -CO de otro. Dos estructuras son 
particularmente estables: la -hélice y la hoja β-plegada.
2.a La -hélice es una conformación en la que la cadena de péptidos de 
una espiral tiene un giro hacia la derecha o hacia la izquierda.
2.b La hoja plegada- se forma cuando dos o más cadenas de péptidos 
se alinean una al lado de la otra.
3 a cadena polipeptídica de la proteína puede adoptar 
una forma tridimensional denominada estructura 
terciaria. Aquí, un péptido se pliega, de modo de 
maximizar la estabilidad de la proteína y su interacción 
con otras moléculas. 
4 Se denomina estructura cuaternaria a la forma que 
adopta una proteína cuando dos o más cadenas 
polipeptídicas plegadas, o subunidades, se unen en lo que 
se conoce como complejo de proteínas. Por ejemplo, la 
hemoglobina consta de cuatro subunidades que se 
mantienen unidas por fuerzas intermoleculares. a 
función bioquímica de la hemoglobina es posible solo 
cuando las cuatro subunidades están juntas.
2.a
2.b
 
3
4
 nidad 3 Polímeros 36
32 4
Hemos visto las estructuras que pueden adoptar las proteínas y también que las unidades 
que las conforman son los aminoácidos. Para que conozcas más de ellos, a continuación te 
mostramos como ejemplo la estructura de un α-aminoácido:
Grupo carboxílicoGrupo variable
Grupo amino
α aminoácido
Carbono α
R—CH— COOH
 |
 NH
2
Esta molécula contiene dos grupos funcionales: el grupo amino, -NH
2
, y el grupo ácido 
carboxílico, -COOH. Además, posee un grupo variable, -R, que le otorga propiedades 
eléctricas. Estos grupos se encuentran unidos al mismo átomo de carbono, el que recibe 
el nombre de carbono α.
Existen aproximadamente 200 tipos conocidos de aminoácidos diferentes en la naturaleza; 
de ellos, solo 20 son utilizados por todas las formas de vida en la síntesis de proteínas 
(ver Am liando memoria). En esta síntesis, los aminoácidos se unen formando cadenas por 
medio de una reacción de condensación entre el grupo ácido de un aminoácido y el grupo 
amino de otro; el resultado es la formación de un enlace amida. Este enlace se conoce como 
enlace peptídico, y las moléculas conformadas por varias unidades de aminoácidos se 
llaman péptidos o polipéptidos. Al costado se muestra un dipéptido, es decir, una molécula 
formada por dos aminoácidos.
Luego de ver la composición de un aminoácido y de una proteína, la pregunta que surge 
es la siguiente: las proteínas, ¿son polímeros? En algunos escritos se menciona que sí y las 
clasifican como tal; sin embargo, es importante considerar algunos aspectos.
Los polímeros son estructuras conformadas por unidades recurrentes, o sea, un grupo 
de átomos que conforma un monómero y que se repite elevadas veces. Una proteína, en 
cambio, está formada por estructuras que se podrían estimar unidades recurrentes, como 
los aminoácidos; sin embargo, para que una proteína sea considerada un polímero, debería 
estar compuesta por una cadena que posea un solo tipo de aminoácido. Como las proteínas 
están conformadas por enormes cadenas con distintos tipos de aminoácidos y en diferentes 
proporciones, no podrían considerarse polímeros.
1. Construye un cuadro comparativo entre un polímero, natural o sintético, un oligómero 
y una proteína. Del cuadro obtenido, determina si una proteína es un polímero o una 
macromolécula. Fundamenta. 
2. Efectúa una investigación y redacta un informe acerca de las proteínas de mayor interés 
biológico; por ejemplo, la insulina, hemoglobina, colágeno, fibrina o elastina. 
3. Con el grupo curso realicen un juicio para determinar el tipo de molécula a la que 
corresponden las proteínas. Para ello, sepárense, de modo que existan jurados, testigos, 
fiscalía y defensa. Para esta actividad te proponemos como juez a tu profesor o profesora.
A ctividad propuesta
 Dipéptido formado por unidad 
de alanina y valina.
Amplian o
MEMORIA
El cuerpo humano es capaz 
de sintetizar algunos de los 
aminoácidos que requiere; sin 
embargo, ocho se consideran 
esenciales, ya que no se pueden 
producir y se deben ingerir en 
los alimentos. En el Anexo de tu 
Texto puedes ver la lista de los 
20 aminoácidos recurrentes.
Enlace peptídico formado entre 
alanina y valina
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 37
 Estructura de las 
bases nitrogenadas 
de tipo púricas 
derivadas de la 
purina y las bases 
pirimidínicas, 
derivadas de la 
pirimidina.
Ácidos nucleicos 
Una de las propiedades más interesantes de las células es su capacidad de producir replicas de 
sí mismas, siendo esto posible debido a que los ácidos nucleicos poseen toda la información 
necesaria para formar un nuevo organismo.
Hay dos tipos de ácidos nucleicos: el ácido ribonucleico, ARN , y el ácido 
desoxirribonucleico, ADN. Cada una de estas macromoléculas está compuesta por la unión 
de numerosas unidades llamadas nucleótidos, las que se unen al azar. Entonces, podemos 
decir que los ácidos nucleicos son polímeros de estructura al azar, cuya unidad recurrente 
o monómero es el nucleótido.
Un nucleótido está formado por un monosacárido, un grupo fosfato y una molécula que 
contiene nitrógeno o base nitrogenada. En la siguiente imagen se muestra la estructura 
general de un nucleótido. 
Base nitrogenada
Monosacárido
Grupo fosfato CH2
OH
O
O
P O
O
O N
N N
N
NH
2
En los nucleótidos pueden existir dos tipos de monosacáridos: la ribosa, una pentosa 
que se encuentra en el ARN, y la 2-desoxirribosa, un derivado de la ribosa presente en el 
ADN. Estos carbohidratos difieren en la presencia o ausencia de un grupo hidroxilo en el 
carbono-2, tal como se muestra en las imágenes que se ubican al costado.
Las bases que contienen nitrógeno en los ácidos nucleicos son: la adenina, A; la guanina, G; 
la citocina, C; la ti ina, T, y el uracilo, U. Cada una de estas bases está designada por una 
abreviatura de una sola letra.
Las bases C, T y U se derivan de una molécula denominada piri idina, un compuesto 
cíclico heteroatómico, por lo que son llamadas bases piri idínicas. Las bases A y T, a su vez, 
se derivan de una molécula de purina, un compuesto de dos anillos condensados que poseen 
nitrógeno, por lo que son denominadas bases purínicas. A continuación, se presentan las 
estructuras de las bases nitrogenadas y sus moléculas progenitoras. 
 Estructura general 
de un nucleótido. 
 Molécula de 2-desoxirribosa. Esta 
pentosa se encuentra en el ADN.
 Molécula de ribosa. Esta pentosa se 
encuentra en el ARN.
4 1
5
HOCH
2
OH OH
OHO
3 2
4 1
5
HOCH
2
OH
OHO
3 2
N
4
1
26
5 3
N
Pirimidina
(compuesto original)
N
H
N
NH
2
O
Citosina, C
N
H
NH
O
O
Uracilo, U
N
H
NH
O
O
CH
3
Timina, T
Purina
(compuesto original)
Adenina, A Guanina, G
4
5
7 6
N
8
9 N NH 3
1
2
N N
N N
H
N
NH
2
N
N N
H
NH
O
NH
2
 nidad 3 Polímeros 38
32 4
 El nucleótido que se repite en el ADN está 
formado por un grupo fosfato, la pentosa 
desoxirribosa y una base nitrogenada.
El ARN es una macromolécula 
de nucleótidos, pero difiere del 
ADN en que es monocatenario; 
es decir, que está formado por 
una sola cadena de nucleótidos; 
contiene ribosa en lugar de 
desoxirribosay uracilo en vez 
de timina.
Uracilo, U
Ribosa
Estructura del ADN
En 1953, el biólogo estadounidense James D. Watson y el físico británico Francis Crick 
anunciaron su estructura de doble hélice helicoidal para el ADN. Este concepto fue un hito en 
la historia de la biología, y en 1962 Watson y Crick, junto con Maurice H. F. Wilkins, quien hizo 
el brillante estudio de difracción de rayos X del ADN, fueron galardonados con el Premio Nobel 
de Medicina y Fisiología.
La estructura del ADN, de acuerdo con Watson y Crick, se co pone de dos hebras de 
nucleótidos en la for a de una doble hélice, con ambas cadenas de nucleótidos enrolladas 
alrededor del mismo eje. A lo largo de cada filamento hay grupos fosfatos alternados con 
unidades desoxirribosa y una de las cuatro bases nitrogenadas: adenina, guanina, citosina y 
timina. La doble hélice se mantiene unida por los enlaces de hidrógeno que se extienden desde 
la base en una hebra de la doble hélice hasta una hebra complementaria. 
Además, Watson y Crick determinaron que la adenina siempre se une a la timina, y la guanina 
se enlaza con la citosina. Estas uniones son vía puentes de hidrógeno. La estructura del ADN ha 
sido comparada como una escalera de caracol en una doble hélice, con los peldaños de la escalera 
de forma perpendicular a las barandillas retorcidas. El fosfato y las unidades de desoxirribosa se 
alternan a lo largo de las dos barandas de la escalera, y dos bases nitrogenadas para formar cada 
peldaño de la escalera.
El siguiente esquema te mostrará, de manera resumida, cómo se componen el ADN y sus 
estructuras.
Amplian o
MEMORIA
3 El ADN está compuesto por dos cadenas de nucleótidos que 
forman una doble hélice. En ella se enfrentan las bases 
nitrogenadas y dejan una columna con las alternancias de 
los grupos de azúcar y fosfato hacia el exterior.
 as cadenas opuestas se mantienen unidas por enlaces tipo 
puente de hidrógeno entre pares de bases nitrogenadas y 
forman los pares A - T y G - C.
2 Son cuatro los nucleótidos que forman el 
ADN; se diferencian en el tipo de base 
nitrogenada empleado: adenina, timina, 
guanina y citosina.
O
O
N
N
H
H
HOCH
2
H H H H
OH
OHOH
O
Fosfato
Desoxirribosa Adenina TiminaGuanina Citosina
Base 
nitrogenada
Puente de hidrógeno
 
2
3
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 39
Industria de los
polímeros 
Como hemos visto, los materiales constituidos 
por polímeros son muy versátiles y sus cualidades 
mecánicas les otorgan ventajas frente a otras 
materias primas. Es por este motivo que se ha 
masificado su utilización y se ha perfeccionado la 
forma de obtenerlos, de modo de ofrecer distintas 
alternativas de uso y aplicaciones. A continuación, 
te mostraremos solo algunos polímeros que 
se elaboran de manera industrial y los usos y 
aplicaciones que tienen en la actualidad.
 olicarbonatos 
Los policarbonatos son poliésteres de ácido carbónico. Los materiales compuestos por este tipo 
de polímero son muy utilizados en la industria de cubiertas y revestimientos plásticos y para 
la elaboración de techos de policarbonato debido a la resistencia, durabilidad y economía del 
material.
Uno de los policarbonatos más importantes es el lexan®, el que se preparó a partir de un 
compuesto fenólico llamado bisfenol A. Este polímero es transparente, resistente al alto impacto, 
a la tracción y conserva sus propiedades en un amplio rango de temperaturas. Es muy usado 
en equipos deportivos como bicicletas, motocicletas, motos de nieve y cascos de protección, así 
como las máscaras de hockey y de béisbol. Además, se emplea para hacer las carcasas resistentes 
a los impactos de electrodomésticos, equipos de automóviles y aviones, así como también para 
la fabricación de vidrios de seguridad y ventanas irrompibles.
 os CD y DVD son de 
policarbonato lexan®, al 
igual que muchos teléfonos 
celulares.
Biomateriales poliméricos
Son materiales especializados en aplicaciones biomédicas, por lo que se han fabricado de tal modo que sean biocompatibles 
y que cumplan con los requerimientos físicos y químicos según su uso. El grado con que el organismo acepte o rechace a 
este polímero dependerá de las características químicas de la cadena que lo conforme y su capacidad de interactuar con 
las moléculas presentes en nuestro organismo.
¿Qué aplicaciones tienen? Veamos algunos ejemplos. 
Los catéteres y conductos flexibles que van sobre los 
marcapasos se fabrican con elastómeros; las membranas 
que se utilizan en las máquinas de diálisis y reemplazos de 
vasos sanguíneos son termoplásticos; algunas prótesis de 
articulaciones están construidas con plásticos termofijos, 
al igual que el material que emplea tu dentista para tapar 
una caries, pues al iluminar con luz ultravioleta se inicia 
una reacción química que otorga dureza y resistencia al 
material. También existen tejidos artificiales, que se usan 
para cubrir extensiones de piel dañadas por quemaduras, 
constituidos por copolímeros, los que se reabsorben por 
el organismo, al igual que muchas suturas quirúrgicas que 
están fabricadas con el mismo material.
 Válvula cardíaca artificial fabricada 
con dacrón®, fibra formada mediante 
PET. Se incorpora al cuerpo porque 
puede crecer tejido a través de la 
malla de poliéster, probablemente, 
debido a que los grupos que 
contienen oxígeno a lo largo de la 
cadena polimérica facilitan las 
interacciones con el tejido corporal
 Piel artificial constituida por 
copolímeros, de ácido láctico y ácido 
glicólico, que se forman mediante una 
reacción de condensación. Una vez que 
el tejido artificial se implanta en el 
cuerpo, se hidroliza la estructura 
subyacente y las células de tejido 
corporal se fusionan al polímero que 
queda para continuar su desarrollo.
 nidad 3 Polímeros 40
32 432 4
Siliconas
Son polímeros obtenidos a partir de átomos de silicio en lugar de carbono. 
Las siliconas son muy estables frente al calor, hidrofóbicas y muy resistentes al 
ataque químico. Según la naturaleza del monómero y el grado de polimerización, 
se consiguen distintos tipos de siliconas: similares a los aceites, empleadas 
particularmente como lubricantes para motores que deben operar a temperaturas 
extremas; a las grasas, que se usan para sellar junturas e impedir el paso del agua, 
y al caucho, muy resistente a la oxidación y al ataque químico. La consistencia de 
las siliconas a temperatura ambiente es muy variada y puede ir desde un estado 
pastoso de gel, hasta formas sólidas relativamente duras.
 oliuretanos
Los poliuretanos tienen una amplia gama de 
aplicaciones. Los polímeros poco ramificados 
se emplean para producir fibras elásticas como 
la lycra® y el spandex®, las que son usadas para 
la fabricación de trajes de baño. Las espumas de 
poliuretano se utilizan en muebles, colchones y 
asientos de automóviles y como aislante en hieleras 
portátiles. También se les emplea en recubrimientos 
que otorguen resistencia a la corrosión, al desgaste, 
a las ralladuras, entre otras, y en adhesivos, los que 
se caracterizan por ser muy flexibles y duraderos.
 olicloruro de vinilo o VC
El PVC es un polímero muy utilizado a nivel industrial 
y doméstico, principalmente por sus características: 
posee una elevada resistencia a la abrasión y muy 
buena resistencia mecánica, lo que lo hace ideal para 
construcción; es químicamente estable e inerte, por 
lo que es muy empleado para fabricar cañerías de 
agua potable; tiene mala combustión, por lo tanto no 
se quema fácilmente; es un buen aislante eléctrico, 
propiedad que lo hace ideal para su uso en el cableado 
de edificios; es de bajo costo.
Teflón
Es un polímero muy versátil que consta de 104 a 
105 monómeros C
2
F
2
. Es virtualmente impermeable 
al ataque químico, incluso a altas temperaturas, y 
esencialmente invulnerable al ataque por disolventes 
acuosos y orgánicos. También es un excelente aislante 
eléctrico; de hecho, su principal uso industrial es en 
esta área; tiene bajos el coeficiente de fricción y la 
reactividad químicay térmica, y por esta razón es un 
polímero perfecto para ser utilizado en recubrimientos 
de superficies para la manipulación de alimentos y 
como antiadherente en utensilios de cocina. 
 a mayoría de las 
cañerías y junturas 
utilizadas para conducir 
agua dentro y fuera de 
los hogares están 
hechas de PVC.
 as siliconas líquidas, contenidas en bolsas 
de uretano, se utilizan como implantes en 
cirugía reparadora o estéticas.
 Cinta aislante de teflón. Sartén de teflón antiadherente.
 a aplicación de espuma de poliuretano se realiza para impermeabilizar y aislar 
térmicamente techos, paredes y exteriores de viviendas, además de tanques, cámaras 
frigoríficas, entre otras.
 roceso de extrusión
Este proceso permite que un poliéster se transforme 
en una fibra para ser hilada, haciendo que las 
cadenas se orienten longitudinalmente a lo largo 
de la dirección del estiramiento. Así, se producen 
uniones entre las cadenas poliméricas, ya sea 
puentes de hidrógeno o entrecruzamientos, lo que 
otorga a las fibras una mayor resistencia.
 a cadena larga se estira y 
se obtiene el hilo.
El polímero fundido se 
coloca en un recipiente 
presurizado
El polímero es forzado a través de 
agujeros pequeños para producir una 
cadena larga.
 Q ímica 4 medio n evo exPlor@ndo 4 
 stor al 
Síntes s
E plea este resu en de contenidos para elaborar tu propio organizador conceptual.
Industria de los polímeros
 El uso de este tipo de material se ha diversificado enormemente debido a las 
características que posee. Su utilización va desde la confección de cañerías hasta la 
fabricación de válvulas para reemplazar aquellas del corazón que se han dañado.
Páginas 140 y 141
 olímeros naturales
 Corresponden a macromoléculas creadas en la naturaleza por medio del mecanismo 
de condensación. Entre ellos se encuentran los carbohidratos, proteínas y ácidos 
nucleicos.
 Los carbohidratos están formados por monosacáridos, los que pueden ser derivados 
de aldehídos, aldosas o cetosas. La unión de dos o más monosacáridos es de tipo éter 
y se conoce como enlace glucosídico.
 Las proteínas son macromoléculas constituidas por unidades llamadas aminoácidos, 
las que se unen mediante un enlace tipo amida, denominado enlace peptídico. Las 
funciones de las proteínas dependerán del tipo de estructura que formen al unirse los 
aminoácidos.
 Los ácidos nucleicos, ADN y ARN, poseen la información para formar un nuevo 
organismo. Estos están constituidos por unidades recurrentes llamadas nucleótidos. 
Cada nucleótido contiene un monosacárido, un grupo fosfato y una base nitrogenada.
Páginas 130 a 139
Introducción a los polímeros
 Los polímeros son moléculas de gran tamaño y de alta masa molecular, es decir, una 
macromolécula. Un monómero es la unidad fundamental que se repite a lo largo 
del polímero y puede ser una molécula, homopolímero, o un conjunto de moléculas 
distintas, copolímero.
 Los polímeros pueden presentar cadenas lineales o ramificadas y tener un origen 
natural o sintético.
Páginas 106 a 111
 olímeros sintéticos
 Se llaman polímeros sintéticos debido a que son fabricados según la necesidad del 
hombre. Se pueden elaborar por medio de una polimerización por adición o por una 
de condensación.
 El mecanismo de polimerización por adición involucra la participación de un 
catalizador, el que producirá un carbocatión o carbanión o un radical que iniciará 
la polimerización, mientras que el mecanismo de condensación corresponde a una 
reacción por etapas entre monómeros bifuncionales, en la que se obtiene, además del 
polímero, una molécula de menor tamaño.
Páginas 112 a 125
 nidad 3 Polímeros 42
 rg ndo disco 
Model miento de pregunt PSU 1 2 4 
Te invitamos a analizar el siguiente ejemplo de pregunta PSU. Luego, compara tus respuestas con el análisis de las alternativas que se 
encuentran más abajo.
La siguiente representación estructural corresponde al caucho natural:
C C C C C C C C
H
3
C H
3
C H
3
C H
3
C
CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
CH
2
H H H H
n
En relación con esta imagen, se puede afirmar que el caucho es un:
A. polímero de condensación.
B. copolímero.
C. poliéster.
D. péptido.
E. polímero de adición.
A continuación, analicemos las respuestas.
A. Incorrecta. En la estructura química del caucho se observa 
que la molécula que se repite no forma enlaces tipo éster 
o amida; por lo tanto, no es posible que sea un polímero de 
condensación. Un polímero de condensación requiere que 
sus monómeros sean bifuncionales; es decir, que tengan 
dos grupos funcionales en ambos extremos de la molécula. 
La alternativa es incorrecta.
B. Incorrecta. Un copolímero es un polímero derivado de dos 
o más unidades repetitivas distintas; sin embargo, en la 
estructura del caucho la unidad repetitiva es siempre la 
misma.
C. Incorrecta. Un poliéster es un polímero donde cada 
monómero dentro de la cadena polimérica está unido 
al siguiente monómero por un enlace éster, R–COO–R. 
Como claramente el caucho no tiene este tipo de unión, la 
alternativa es incorrecta.
D. Incorrecta. Los péptidos son moléculas biológicas, o 
bioquímicas, formadas por la unión de varios aminoácidos 
mediante enlaces peptídicos; o sea, un enlace tipo amida, 
R–COONH–R, formado por la unión entre el grupo amino 
(–NH
2
) de un aminoácido y el grupo carboxilo (–COOH) de 
otro aminoácido. Claramente, el caucho no tiene este tipo 
de unión; por consiguiente, la alternativa es incorrecta.
E. Correcta. En un polímero de adición; la cadena polimérica 
se forma por la adición consecutiva y repetitiva de un 
monómero, por lo que recibe el nombre general de 
homopolímero. Como en la estructura se ve la repetición de 
un solo polímero, esta es la alternativa correcta. 
Entonces, la alternativa correcta es E.
A B C D E
 
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 43
 rificando disco 
Evaluación final
I. Marca la alternativa que consideres correcta.
1. ¿Cuál de las siguientes aseveraciones acerca de los 
polí eros sintéticos es incorrecta?
A. Pueden tener cadenas lineales o ramificadas.
B. Son macromoléculas con una gran masa molar.
C. Entre sus características destaca que son 
biodegradables.
D. Están formados por una gran cantidad de 
monómeros.
E. Su característica más importante es su resistencia 
mecánica.
2. ¿Cuál de los siguientes co puestos es un eje plo de 
polí ero de adición?
A. El poliéster.
B. El nailon-6,6.
C. El polietileno.
D. El dacron®.
E. El poliuretano.
3. ¿Cuál de las siguientes alternativas corresponde a una 
característica de la poli erización por condensación?
A. Es catalizada por radicales libres.
B. Genera carbocationes.
C. Utiliza un solo tipo de monómero.
D. Forma polímeros de masa molar pequeña.
E. Elimina moléculas estables de baja masa molar.
4. ¿Cuál de las siguientes sustancias es un polí ero 
natural?
A. El caucho. 
B. El polietileno.
C. El policarbonato.
D. El nailon.
E. El poliéster.
5. Al hacer reaccionar dos onó eros se obtiene 
a oniaco, NH
3
, y agua. ¿Qué condición deben 
cu plir estos onó eros?
I. Uno de ellos posee un grupo amida terminal.
II. Ambos deben ser bifuncionalizados.
III. Uno de ellos debe ser un diéter.
A. Solo I
B. Solo II
C. Solo III
D. Solo I y II
E. I, II y III
6. ¿Cuáles son los onó eros que for an la altosa?
A. Glucosa y fructosa.
B. Glucosa y galactosa.
C. Glucosa y glucosa.
D. Galactosa y fructosa.
E. Fructosa y fructosa.
7. ¿Cuál de las siguientes aseveraciones con respecto del 
al idón es falsa?
A. Es un polisacárido.
B. Es un polímero. 
C. Se compone de unidades de glucosa.
D. No es digerible por los seres humanos.
E. Produce maltosa por hidrólisis.
8. Los polisacáridos son utilizados co o fuente pri aria 
de energía. ¿Qué característica estructural les per ite 
cu plir ejor esta función?
A. El tipo de enlace que existe entre los monómeros.
B. La facultad de aumentar el número de monómeros 
debido a las ramificaciones.
C. La posibilidadde formar estructuras más 
compactas; por ejemplo, fibras.
D. La posibilidad de ser degradadas por la acción de 
enzimas.
E. El número ilimitado de monómeros que pueden 
formar una cadena.
9. ¿Qué es la lactosa?
A. Un monosacárido de baja masa molar.
B. Un producto de descomposición de almidón.
C. Un disacárido compuesto por dos unidades de 
glucosa.
D. Un disacárido compuesto de galactosa y glucosa.
E. Un polisacárido de una gran masa molar.
10. Respecto de la glucosa, ¿qué es correcto señalar?
I. Su estructura es tanto lineal como cíclica.
II. Es una cetohexosa.
III. Cumple funciones estructurales en la célula.
A. Solo I
B. Solo II
C. Solo III
D. Solo II y III
E. I, II y III
 nidad 3 Polímeros 44
32 4
11. Dos ho opolisacáridos lineales tienen la is a 
 asa, pero distintas propiedades físicas. ¿Qué 
pará etro puede provocar esta situación?
A. El número de monómeros del polímero.
B. El tipo de enlace glucosídico.
C. La presencia de puentes de hidrógeno.
D. El número de heteroátomos presentes.
E. La longitud de la cadena polimérica.
12. ¿Qué grupos están involucrados en la for ación de 
un dipéptido?
A. Dos grupos amino.
B. Dos grupos carboxilo.
C. Un grupo amino y un grupo hidroxilo.
D. Un grupo carboxilo y un grupo hidroxilo.
E. Un grupo amino y un grupo carboxilo.
13. ¿Qué es la estructura terciaria de una proteína?
A. La secuencia de los aminoácidos en la cadena de 
polipéptidos.
B. La unión de dos o más cadenas de polipéptidos.
C. La estructura tridimensional que es adoptada por la 
cadena de polipéptidos.
D. La función biológica que cumple la proteína en el 
organismo.
E. La acción enzimática de la proteína.
14. De los siguientes pares de co puestos, ¿cuál(es) 
tiene(n) el is o tipo de enlace entre sus onó eros?
I. Nailon y hemoglobina.
II. Almidón y poliamida.
III. Colágeno y poliuretano. 
A. Solo III
B. Solo I y III
C. Solo II y III
D. Solo II
E. I, II y III
15. ¿Cuál de las siguientes afir aciones es incorrecta 
sobre el ADN y el ARN?
A. El ARN existe como una hélice simple.
B. El ADN contiene desoxirribosa; el ARN, ribosa.
C. ADN y ARN son formados por nucleótidos.
D. El ADN posee uracilo y el ARN, timina
E. El ADN existe como una doble hélice.
16. De las siguientes bases nitrogenadas. ¿cuál o cuáles 
son derivadas de la piri idina?
I. Timina.
II. Guanina.
III. Uracilo.
A. Solo I
B. Solo II
C. Solo III
D. Solo I y II
E. Solo II y III
17. ¿Cuántos puentes de hidrógeno se presentan en los 
pares A-T y C-G, respectiva ente?
A. Uno y dos.
B. Dos y uno.
C. Dos y tres.
D. Tres y dos.
E. Uno y tres.
18. ¿Cuál polí ero industrial es utilizado en las juntas de 
expansión del concreto debido a su elasticidad?
A. Teflón.
B. Poliuretano.
C. Policarbonato.
D. PVC.
E. Silicona.
19. ¿Qué condición debe tener un polí ero para pasar 
por extrusión?
A. Polimerizar por condensación.
B. Polimerizar por adición.
C. Ser artificial.
D. Ser de tipo termoestable.
E. Ser de tipo termoplástico.
20. ¿Cuál(es) de los siguientes polí eros se considera un 
polí ero inorgánico?
I. Silicona.
II. Teflón.
III. PVC.
A. Solo I
B. Solo II
C. Solo III
D. Solo I y III
E. Solo II y III
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 45
 valuación final - Pensamiento científico
II. Analiza la siguiente situación experi ental y luego responde.
Durante la clase, un profesor de química les explica a sus alumnos que para identificar algunas 
sustancias se utilizan reactivos que reaccionan de manera específica con partes de la estructura 
de la sustancia. Para demostrarlo, les pide que se organicen en grupos y que identifiquen cuatro 
compuestos: un polímero sintético, uno de tipo natural, una cadena de aminoácidos y una muestra 
de ADN.
Para ello, les entrega los compuestos por identificar, rotulados como Muestra 1, Muestra 2, Muestra 
3 y Muestra 4, y un set de reactivos marcados con las letras A, B, C, D, E y F, que les ayudarán en la 
individualización de las muestras. La siguiente tabla indica la función de cada uno de los reactivos:
Reactivo Función
A Rompe enlaces peptídicos.
B Degrada enlaces de tipo éter.
C Reacciona frente a la presencia de pentosas.
D Provoca la reducción de ácido carboxílico a alcohol.
E Degrada interacciones puente de hidrógeno.
F Reacciona frente a moléculas con actividad óptica.
Para empezar, los alumnos forman cuatro grupos; cada uno de ellos realiza ensayos con los reactivos 
y cada una de las muestras. De esta experiencia se obtiene una tabla que representa los resultados, 
donde la equis (X) indica que el reactivo cumplió su función en la muestra: 
Muestra 
Reactivo
A B C D E F
1 X X
2 X X
3 X X X
4 X X
Después, el profesor le pide a cada grupo que determine, según su interpretación de la información 
anterior, a qué compuesto corresponde cada muestra. Los resultados se expusieron en la pizarra 
junto con la respuesta correcta, tabulada como referencia. Obsérvalos en la Tabla de resultados que 
te mostramos a continuación:
1. Propón una hipótesis para este trabajo 
experimental.
2. Dibuja una posible estructura para 
cada una de las muestras y nombra tres 
ejemplos para las muestras 1 y 2.
3. Si los alumnos no hubieran tenido el 
reactivo F, ¿cómo podrían identificar 
el polímero sintético de la cadena de 
aminoácidos? Fundamenta.
4. ¿Qué mecanismo de polimerización 
presentan las muestras 1, 2 y 3? Explica 
tu respuesta.
5. Identifica y compara los errores cometidos por los grupos 1, 2 y 4. Fundamenta.
6. ¿Qué esperarías si se utilizara calor como un reactivo más? Fundamenta. 
Muestra Grupo 1 Grupo 2 Grupo 3 Grupo 4 Referencia
1
Cadena de 
aminoácidos
Polímero 
sintético
Polímero 
sintético
Cadena de 
aminoácidos
Polímero 
sintético
2
Cadena de 
ADN
Cadena de 
ADN
Polímero 
natural
Polímero 
sintético
Polímero 
natural
3
Polímero 
sintético
Polímero 
sintético
Cadena de 
aminoácidos
Cadena de 
ADN
Cadena de 
aminoácidos
4
Polímero 
natural
Cadena de 
aminoácidos
Cadena de 
ADN
Polímero 
natural
Cadena de 
ADN
Tabla de resultados
 nidad 3 Polímeros 46
 rrar s sión 
 21 4
I. Revisa tus respuestas de selección últiple.
 regunta Contenido evaluado Habilidad Clave
Mi revisión Logro 
alcanzadoCorrectas Incorrectas Omitidas
1 Polímeros Comprender
5
2 Recordar
3 Comprender
4 Recordar
5 Analizar
6 Carbohidratos Recordar
6
7 Comprender
8 Analizar
9 Recordar
10 Recordar
11 Comprender
12 Proteínas Comprender
3
13 Comprender
14 Comprender
15 Ácidos nucleicos Comprender
3
16 Recordar
17 Recordar
18 Polímeros industriales Comprender
3
19 Analizar
20 Recordar
II. Rúbrica para revisar las respuestas de la actividad procedi ental.
Etapas del método científico Criterios respuesta correcta
Elaboración de hipótesis e 
interpretación de resultados.
Elabora hipótesis. Identifica características de las estructuras de algunos polímeros y las relaciona con los 
mecanismos de polimerización. Interpreta y analiza la información obtenida para relacionar la estructura de un 
polímero con los resultados propuestos. Propone y explica otros métodos para la identificación de sustancias. 
Anota el nivel de logro de tus aprendizajes de la Unidad según la categoría de desempeño dada: 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 
3. Logrado.
 Comprendí que existen polímeros de origen natural y sintético, y que ambos están formados por unidades más pequeñas que se repiten, 
llamadas monómeros, que según las propiedades físicas y químicas de los polímeros, se usan en diversas actividades industriales.
 Entendí que las polimerizaciones se realizan en etapas y que aquellas por condensación producen moléculas de baja masa molecular, 
como el agua, y las por adición pueden ser catiónicas, aniónicas o radicalarias, según el catalizador utilizado.
 Comprendí que los monómeros de los polisacáridos se unen mediante un enlace tipo éter, llamado enlace glucosídico.
 Entendí que los nucleótidos son las unidades recurrentes de los ácidos nucleicos.
 Analicé e interpreté informaciónque se desprende de un trabajo experimental y elaboré conclusiones pertinentes para ella.
Mi ESTADO
 Q ímica 4º medio n evo exPlor@ndo 47
 uímica nuclear
Unidad
 
 
 A
C D ENÚ e inicio
¿ ué aprenderás? ¿Para qué? ¿Dónde? 
 a formulación de distintas etapas del método 
científico
Identificar y llevar a cabo actividades que se desprenden del trabajo 
experimental para desarrollar así habilidades de pensamiento científico.
Páginas 150, 151, 
172,173 y 192
Fundamentos de la Química nuclear Entender los aspectos fundamentales del descubrimiento de la 
radiactividad y la importancia del conocimiento del comportamiento del 
átomo y las partículas que lo componen.
Páginas 152 a 155
 a radiactividad de los elementos Comprender que los elementos radiactivos son inestables debido a la 
diferencia en la cantidad de protones y neutrones de su núcleo y que se 
estabilizan usando un proceso llamado decaimiento radiactivo. Identificar, 
además, las ecuaciones nucleares asociadas en las reacciones 
nucleares.
Páginas 156 a 165
Cinética nuclear Entender que el decaimiento de un isótopo es espontáneo y que es 
posible obtener la velocidad de este al calcular el tiempo de vida media 
de un elemento radiactivo.
Páginas 168 a 171, 
174 y 175
Energía nuclear, reacciones nucleares y sus 
aplicaciones
Comprender el proceso de generación de energía utilizando reacciones 
nucleares controladas, y los beneficios y desventajas del uso de 
radioisótopos en diversas áreas, como en la alimentación y en el 
tratamiento de enfermedades.
Páginas 176 a 187
 magen: www.nasa.com
 nidad 4 Q ímica n clear 148
A
B
R
IR
 s
e
si
ó
n
421 3
nuevoexplorando.edicionessm.cl
 ¿Qué se observa en la imagen? ¿Qué se produce en este complejo?
 ¿Qué significado tiene para ti este símbolo? Comenta con tus compañeros.
La sociedad actual va creciendo día a día y, al mis-
mo tiempo, los requerimientos energéticos para este 
desarrollo. Por ello, el hombre está en busca de nuevas 
fuentes energéticas, tales como los biocombustibles, la 
energía solar, la energía nuclear, entre otras.
En esta Unidad te invitamos a conocer los aspectos 
fundamentales de la Química nuclear, las reacciones que 
permiten liberar energía, las aplicaciones de este tipo 
de energía en la medicina, agricultura e industria, entre 
otros.
En la imagen central se observa la explosión de una 
supernova ¿Cómo crees que se generan la luz y el calor 
que provienen de ella? Comenta.
 Q ímica 4º medio n evo explor@ndo 149
 icializa do 
Evaluació i icial - Pe samie to cie tífico
Hace unos 11 mil años, aproximadamente, más de la mitad de la megafauna que existía 
en Norteamérica desapareció: mastodontes, felinos dientes de sable y mamuts, entre otras 
especies. Las causas de este incidente han sido todo un misterio y ha motivado a diversos 
investigadores a indagar sobre el tema.
Respecto de los mamuts, existen variadas teorías acerca de los hechos responsables de su 
extinción. Entre las más aceptadas están un cambio climático brusco y la caza indiscriminada 
por el ser humano.
Un grupo de científicas que trabajaban en una prestigiosa universidad organizó una 
expedición a la zona de los lagos septentrionales, en Norteamérica, con la finalidad de buscar 
vestigios de estos animales. La expedición tuvo éxito, pues en ella encontraron algunos restos 
de un mamut fosilizado. 
Las investigadoras tomaron muestras de los restos hallados con el fin de preservarlos y 
analizarlos para obtener la edad del mamut. El método que utilizaron para ello consiste 
en establecer una relación entre la concentración de un isótopo de carbono, el C-14, y la 
concentración atmosférica de CO
2
. ¿Cómo lo hacen?
La cantidad de CO
2
 presente en la atmósfera se relaciona con la cantidad de C-14 
absorbido por los seres vivos, la que depende de cada especie. De este modo, al conocer la 
concentración de CO
2
 a lo largo del tiempo en la Tierra, se puede estimar la edad de sus 
habitantes. Por lo tanto, se puede emplear para muestras orgánicas.
En la siguiente actividad te invitamos a descubrir cuál es la edad de los restos del mamut 
fosilizado.
 rocedimiento experimental
Una vez que las investigadoras encontraron el fósil, la primera pregunta que surgió entre 
ellas fue la siguiente:
 Cuál será la antigüedad de este ejemplar?
Diseño experimental
 atación con C-14.
Las investigadoras estimarían la edad del fósil encontrado utilizando el método de datación 
con C-14. La siguiente ilustración explica, a grandes rasgos, en qué consiste:
etapas del método científico
1. Planteamiento del problema.
2. Formulación de hipótesis.
3. Procedimiento experimental.
4. Obtención de resultados.
5. Interpretación de resultados.
6. Elaboración de conclusiones.
 os organismos vivos absorben C-14 durante 
su vida.
Una muestra del fósil es incinerada. El carbono 
se convierte en dióxido de carbono, CO
2
.
El CO
2
 formado contiene una mezcla de C-12 y 
C-14; este último es inestable. El C-14 decae 
en un átomo de nitrógeno y emite un electrón 
(particula ).
Mediante un contador de radiación, se registra 
la cantidad de electrones emitidos. Se compara 
la cantidad medida de electrones con patrones 
para determinar la edad estimada del fósil. 
 
2
3
4
2
 
Fósil
4
3
C-12 estable
C-14 inestable
Nitrógeno
Electrón
 El desprendimiento de grandes 
cantidades de energía en el Sol se debe 
a las reacciones de fusión nuclear 
catalizadas por la elevada temperatura 
que existe en su interior.
 nidad 4 Q ímica n clear 150
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En esta actividad:
 ¿Apliqué mis conocimientos 
para interpretar los resultados 
de un trabajo experimental?
 ¿Comprendí la información 
central de la experiencia y la 
base de la técnica aplicada en 
esta experiencia?
Mi ESTADO
Análisis químico de C-14
Para estimar la edad del mamut, se debe conocer la cantidad de C-14 que contenía esta 
especie cuando estaba viva y compararla con la cantidad que posee el fósil encontrado. Así 
se puede saber la antigüedad de la muestra. 
Para establecer esta aproximación se busca una especie que exista en la actualidad que 
esté estrechamente vinculada al mamut. De este modo, al conocer la cantidad de C-14 que 
absorbe la especie actual, se puede hacer el cálculo de cuánto sería su contenido en las 
condiciones atmosféricas de la época en la que existió el mamut. En este caso, la especie 
escogida por las investigadoras fue el elefante. 
Posteriormente, se extrapola el valor de C-14 calculado en el elefante en un gráfico que 
relaciona el porcentaje de C-14 con la edad de la muestra. Se compara este valor con el fósil 
y se estima su edad.
Obtención de resultados
Las investigadoras realizaron to-
dos los análisis correspondientes 
para determinar la cantidad de 
C-14 que absorbe el elefante en 
la actualidad. Luego, estimaron 
cuánto C-14 tendría en la época 
en que vivió el mamut. El resul-
tado fue 2400 mg del isótopo.
Por otra parte, determinaron que 
la muestra del fósil de mamut 
contenía 312 mg de C-14.
Al costado, te mostramos el 
gráfico del decaimiento de C-14 utilizado por las investigadoras y la tabla que relaciona el 
porcentaje de C-14 con la antigüedad de la muestra.
Interpretación de resultados
En relación con los datos recogidos por las científicas, responde:
a. ¿Cuál es la antigüedad del mamut?
b. ¿Qué relación existe entre el porcentaje de C-14 y la antigüedad del fósil?
c. Si tienes una muestra de otro animal contemporáneo al mamut con 11,4 % de C-14, ¿cuál 
sería la antigüedad de esta nueva muestra?
Elaboración de conclusiones
a. ¿Cuál es la hipótesis planteada por las científicas?
b. ¿Consideras útil la técnica de datación por C-14 para determinar la antigüedad de los 
fósiles? Justifica tu respuesta.
c. ¿Qué información requiere esta técnica para ser aplicada? ¿Podría servir, por ejemplo, 
para definir la antigüedad de una vasija? Fundamenta.
d. ¿Qué puedes concluir en relación con el empleo de la datación con C-14 para estimar 
laantigüedad de una muestra? Analiza ventajas y desventajas a partir de lo expuesto en 
estas páginas.
% C-14 Antigüedad
10 21 488
11 19 534
12 17 906
13 16 529
14 15 348
15 14 325
Tabla de antigüedad según 
contenido de C-14
16
14
12
10
8
6
4
2
0
-25 000
-20 000
-15 000
-10 000
 5 000
-0
Análisis químico de carbono-14 
A
nt
ig
üe
da
d
Po
rc
en
ta
je
 C
-1
4
1 2 3 4 5 6 
 Q ímica 4º medio n evo explor@ndo 151
Introducción a la Química nuclear
La tecnología de la que disponemos actualmente nos permite, entre otras cosas, mejorar 
nuestra calidad de vida, además de prevenir y detectar enfermedades. Es lo que ocurre 
con los diversos tipos de exámenes que utilizan rayos X, gamma o isótopos radiactivos 
que permiten obtener una visión mucho más detallada del cuerpo humano, tal como se 
muestra en la imagen del costado. Esto se logra gracias a la propiedad de los átomos de 
emitir radiación. 
Esta propiedad fue descubierta por Henri Becquerel en el año 1896, quien estudiaba la 
fluorescencia de un óxido de uranio. Este científico descubrió que los compuestos de uranio 
emiten radiación en forma espontánea que podía atravesar la hoja de un papel y producir, 
además, una imagen en una fotografía no velada. También probó que un metal era capaz de 
evitar que la radiación llegara a la película, con lo que demostró que la energía producida 
por el uranio tenía un cierto poder de penetración.
Becquerel compartió su hallazgo con Marie y Pierre Curie. Analizaron lo sucedido y llegaron 
a la conclusión de que las radiaciones producidas por el uranio eran generadas a partir de 
una reacción en su núcleo, es decir, una reacción nuclear, debida a una descomposición 
espontánea del núcleo, ya que en este el uranio almacena una gran cantidad de protones y 
neutrones. Marie Curie le dio el nombre de radiactividad a este proceso. Este descubrimiento 
significó para Marie y Pierre Curie recibir, junto a Becquerel, el Premio Nobel de Física en 
1903, en reconocimiento a su sorprendente trabajo.
La Química nuclear es la rama de la química encargada de dilucidar el comportamiento 
del átomo cuando se vuelve inestable y adquiere la capacidad de emitir, desde el núcleo, 
algún tipo de radiación o partícula. Es la ciencia que estudia la energía emitida por el núcleo 
del átomo, o sea, la energía nuclear. Esta última tiene múltiples aplicaciones hoy en día: 
medicina, minería, agricultura, geomensura y fuente de energía eléctrica, entre otras. A 
continuación, te presentamos algunos ejemplos:
 Gammagrafía ósea. Escaneo de 
esqueleto humano realizado con rayos 
gamma visto de frente y de espalda.
 Marie y Pierre Curie. Matrimonio de 
químicos franceses. En 1911, Marie 
Curie recibió el Premio Nobel de 
Química por el descubrimiento de los 
elementos radio, Ra, y polonio, Po. Ella 
fue la primera mujer en recibir un Nobel 
y la primera persona en obtener dos de 
estos premios.
 Uso de radioisótopos para 
el seguimiento de 
procesos agrícolas y 
estudios de aguas.
 Planta nuclear desde donde se obtiene energía 
eléctrica. Cerca del 10% de la electricidad mundial total 
proviene de plantas nucleares.
 Empleo de irradiación gamma e isótopos ambientales 
para estimar la data de objetos históricos.
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 Evolución de los modelos atómicos, 
desde Dalton, 1803, al modelo 
mecanocuántico, 1939.
El átomo y su modelo
Si nos detenemos a pensar en la evolución de los avances científicos en relación con el átomo, 
encontramos que los estudios han aumentado en forma abismante: desde la idea de Dalton, 
pasando por los modelos de Rutherford y de Böhr, hasta el mecanocuántico (ver Ayuda), la 
investigación acerca del átomo aún sigue en continuo desarrollo.
En la actualidad, el modelo atómico aceptado considera que en el átomo hay ciertas zonas 
donde hipotéticamente existen partículas como los nucleones, que se ubican en el núcleo 
atómico y que corresponden a protones y neutrones, y los electrones, que se encuentran en 
el exterior del nucleo.
Repasaremos un poco lo que sabemos hasta el momento acerca del átomo, y para ello te 
invitamos a analizar la siguiente imagen:
Dalton 
1808 Thompson 
1904 Rutherford 
1910 Böhr 
1913 Mecanocuántico 
1939
¿Cuál es la particularidad de esta secuencia? Habrás notado que conforme evolucionan estos 
modelos, la visión del átomo es más detallada, ya que a medida que se avanza en el tiempo, se 
definen más partículas y componentes en el átomo; esto, debido a que un modelo sirvió de base 
científica para el siguiente. Veamos un pequeño resumen de ellos:
 lanteamientos de las ideas y modelos atómicos
 alton: idea que plantea que la materia esta formada por átomos: pequeños, 
indivisibles e indestructibles, como bolitas de acero.
 Thompson: átomo compuesto por cargas negativas, llamadas electrones, dispersas en 
una esfera positiva.
 Rutherford: átomos constan de un núcleo central, que concentra toda la masa del 
átomo, y una corteza, formada por electrones que giran a una distancia del núcleo.
 Böhr: los electrones describen órbitas circulares de forma estable alrededor del 
núcleo; las órbitas son niveles discretos de energía.
 Mecanocuántico: sustituye el concepto de órbita por el de densidad electrónica para 
explicar la presencia de electrones en regiones del espacio.
En esta Unidad aprenderás acerca de la química asociada al átomo y su energía, sus 
reacciones y ecuaciones, además de los usos y aplicaciones que existen en la actualidad en 
cuanto a Química nuclear. Para ello, es muy importante que comprendas que desde ahora 
el estudio se enfoca en el átomo y en el comportamiento de sus partículas constituyentes.
 ecordemos que parte 
fundamental del modelo 
mecano-cuántico es la 
existencia de los niveles 
de energía, los que fueron 
propuestos por Böhr, al 
publicar su modelo atómico. 
A su vez, este modelo destaca 
las características del núcleo 
descritas por utherford luego 
de realizar la experiencia con la 
lámina de oro.
Estos son algunos ejemplos, 
de muchos, en los que las 
investigaciones previas son 
empleadas como base para una 
nueva teoría.
AYUDA
 Q ímica 4º medio n evo explor@ndo 153
Los átomos y la notación nuclear
Antes de iniciar el estudio de esta Unidad, es importante que recuerdes algunos conceptos 
que son claves para su comprensión. Por ello, haremos una pequeña revisión de aquellos 
que son más relevantes.
Respecto de las reacciones químicas, ya reconocemos que en estas participan moléculas 
y/o átomos que cambian desde reactantes a productos. En ellas se producen, de forma 
simultánea, la ruptura y la formación de enlaces debido al movimiento de electrones. 
Pues bien, en una reacción nuclear participan los nucleones, es decir, las partículas que se 
encuentran en el núcleo del átomo; por ende, en este tipo de reacciones se van a ganar o 
perder protones y neutrones.
Por otra parte, debes recordar que los elementos químicos tienen un número atómico, 
denominado Z, que corresponde a la cantidad de protones que hay en el núcleo y que la 
suma de sus protones más sus neutrones se llama número másico, simbolizado como A. 
Observa su representación:
 
ZX Símbolo químico
Número másico
Número atómico
En Química nuclear, esta notación también se utiliza para describir los átomos que participan 
de una reacción nuclear. Veamos como ejemplo el uranio-238 y su notación nuclear:
Notación nuclear
238
92
U
De esta notación se desprende que:
A = 238
Z = 92
Protones = 92
Electrones = 92
Neutrones = 146
Nucleones = 238
En Química nuclear se emplea también el concepto de núclido para informar las 
características que poseen los átomos, tales como su número atómico, su número másico y 
un estado energético nuclear específico para la especie química. Por ejemplo, los isótopos 
corresponden a núclidos que tienen igual número atómico, pero diferente número másico.
En la siguiente tabla se comparan los tres isótopos más estables del carbono:
Isótopo Nomenclatura Z A Protones NeutronesNucleones Electrones
C-12 12
6
C 6 12 6 6 12 6
C-13 14
6
C 6 13 6 7 13 6
C-14 14
6
C 6 14 6 8 14 6
Si observaste con detención los isótopos del carbono, te habrás dado cuenta de que ellos 
difieren en el número de neutrones, en su número másico y en el número de nucleones.
 ompara las características de los siguientes grupos de isótopos y determina sus 
semejanzas y diferencias. Utiliza como referencia la tabla empleada en esta página.
1. O-16
 O-17
 O-18
2. Bi-207
 Bi-208
 Bi-209
3. H-1
 H-2
 H-3
4. Mg-24
 Mg-25
 Mg-26
A ctividad propuesta
 nidad 4 Q ímica n clear 154
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Las fuerzas en el núcleo atómico
En cursos anteriores has estudiado o conocido algunos tipos de fuerzas que existen en la 
naturaleza, como la gravitacional o la electromagnética, las que afectan la interacción entre 
los objetos y partículas que existen en el Universo, ya sea atrayéndolos o repeliéndolos, según 
determinadas condiciones. 
En el caso de las partículas subatómicas, estas también se ven perturbadas por distintas 
fuerzas que las hacen interactuar y mantienen unidas dentro del núcleo. ¿Cómo ocurre esto?
Revisemos los conceptos que manejamos. Los electrones son partículas que poseen carga 
negativa, los protones carga positiva y los neutrones no tienen carga. Las interacciones entre 
ellos, según sus cargas, son las siguientes:
- +- +- +
Partículas de cargas iguales se repelen. Partículas de cargas distintas se atraen.
Si se considera este escenario, es razonable pensar que si en el núcleo se tiene un conjunto 
de protones, estos desestabilizarían el sistema debido a las fuerzas de repulsión entre ellos, 
es decir, las fuerzas electrostáticas. Sin embargo, existe la suposición de que los neutrones 
podrían otorgar estabilidad a los núcleos y que deben haber otras fuerzas de atracción, 
distintas a las electrostáticas, que actúan de manera independiente a la carga de las partículas 
subatómicas.
Estas fuerzas se conocen como fuerzas nucleares y son las que mantienen unidos a los 
protones y los neutrones en el núcleo del átomo, y vencen la repulsión electrostática que se 
genera entre los protones.
Es así como existen dos tipos de fuerzas nucleares: las fuertes y las débiles. La fuerza nuclear 
fuerte es más poderosa que la fuerza eléctrica, ya que mantiene unidos los protones y los 
neutrones en el núcleo. La fuerza nuclear débil es menos intensa que la eléctrica, pero más 
poderosa que la gravitacional, que en este escenario es casi despreciable. 
Para tener una idea de la magnitud de la energía nuclear fuerte, debes considerar tanto el 
tamaño del átomo como la dimensión y la densidad del núcleo. Veamos.
Si quisiéramos, por ejemplo, observar un átomo de nitrógeno presente en una manzana, 
esta fruta debería tener las dimensiones de la Tierra; con ello, el tamaño del átomo de 
nitrógeno sería igual al de un grano de uva; sin embargo, aun así no podríamos divisar 
el núcleo. 
Para encontrar el núcleo, el grano de uva debería ser tan grande como el Estadio Nacional. 
En este caso, el núcleo tendría el tamaño de una bolita de vidrio ubicada en el centro de la 
cancha de fútbol. Así de pequeño es el átomo.
Ahora, ¿qué tan denso es el núcleo? Recordemos que el núcleo contiene la mayor cantidad 
de masa del átomo y que este último debe ocupar un volumen muy pequeño, como la bolita 
mencionada anteriormente. La densidad del núcleo de un átomo es de 4·1017 kg/m3, que es 
el equivalente a colocar 6 200 000 000 de autos, cada uno de ellos de 2000 kg, en una caja 
de 33 cm de lado.
Imagina ahora cuán grande es la energía que se necesita para contener toda esta cantidad de 
materia en ese pequeño espacio y la que puede ser liberada al dividir el átomo; por ejemplo, 
en una explosión nuclear o para generar energía.
La uímica nuclear estudia 
el comportamiento del 
átomo cuando se vuelve 
inestable y adquiere la 
capacidad de emitir, desde 
el núcleo, algún tipo de 
radiación o partícula.
Los nucleones son las 
partículas que se encuentran 
en el núcleo y que participan 
en las reacciones nucleares. 
En este tipo de reacciones se 
ganan o se pierden protones 
y neutrones.
Para GRA AR
 Q ímica 4º medio n evo explor@ndo 155
Radiación y emisión
Probablemente has escuchado que las tormentas solares pueden afectar las comunicaciones 
e incluso interrumpir el funcionamiento de los satélites y aparatos electrónicos presentes 
en la Tierra. Una tormenta solar se genera en la superficie del Sol a partir de erupciones 
similares a las de un volcán. Estas expulsan, como una onda, una gran cantidad de energía 
y de partículas, las que se propagan por el espacio y pueden llegar a la Tierra como viento 
solar. A esta onda se le conoce como radiación.
En forma general, la radiación es aquella energía que se presenta como una onda 
electromagnética o partículas subatómicas que se propagan a través del espacio o algún 
medio; por ejemplo, la radiación UV, las ondas sonoras, los rayos X, entre otros.
Es posible también encontrar el concepto de radiación corpuscular cuando se habla del 
conjunto de emisiones de partículas subatómicas, o el de radiación electromagnética si se 
hace referencia al grupo de radiaciones que se propagan como ondas.
Para el caso de esta Unidad, entenderemos por emisión a la liberación de partículas 
subatómicas con cierta energía, como protones o electrones, que se producen debido a un 
proceso atómico, y a la radiación como la energía liberada como una onda que avanza en 
el espacio. 
Durante su desplazamiento, la radiación atraviesa diversos sistemas que, según su naturaleza, 
pueden modificar sus propiedades físicas y químicas. De este modo, podemos encontrar dos 
tipos de radiación: la ionizante y la no ionizante. Veamos en qué consisten.
Radiación ionizante
Posee la energía necesaria para arrancar electrones de los átomos 
y generar iones. Por ende, provoca reacciones y cambios químicos 
en el material con el que interacciona. Por ejemplo, pueden romper 
los enlaces químicos de las moléculas para originar los llamados 
radicales libres, o atravesar tejidos blandos del organismo, como 
ocurre con los rayos X.
Radiación no ionizante
Tal como su nombre lo indica, son radiaciones que no producen 
iones al interactuar con los átomos de un determinado material. 
Tenemos como ejemplos: los campos electromagnéticos, las radia-
ciones ópticas y las ondas de radio.
Otro aspecto que debemos considerar y que nos ayudará a caracterizar las radiaciones y 
emisiones es su capacidad de traspasar un cuerpo. Este efecto se conoce como poder de 
penetración de la radiación, es decir, la capacidad de un tipo de energía o partícula de 
atravesar un obstáculo que se interpone en su trayectoria.
 os rayos X pueden traspasar la materia y mostrar, en 
este caso, la estructura interna de esta hoja.
 as ondas de radio poseen baja energía, por lo que no 
afectan a las moléculas con las que chocan.
 as explosiones solares provocan las 
tormentas que irradian a la Tierra, las 
que afectan, por ejemplo, las 
comunicaciones satelitales.
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Tipos de radiación
Al inicio de esta Unidad, comentamos que algunos compuestos tienen la propiedad de ser 
radiactivos. Estas sustancias se consideran especies inestables debido a que en sus núcleos 
existe un exceso de protones y neutrones. Por ello, poseen un mecanismo de estabilización 
que consiste en emitir partículas y radiación electromagnética de forma espontánea (ver 
Ampliando memoria).
Algunas de las partículas y radiaciones que participan en el proceso de estabilización nuclear 
son las emisiones alfa y beta, y las radiaciones gamma. Las estudiaremos con un poco más 
de detalle a continuación.
Emisión alfa, α
Corresponde a un núcleo con carga positiva que contiene dos protones y dos neutrones, por 
lo que se asocia al núcleo de helio, He2+. En el siguiente cuadro se muestra la nomenclatura 
o forma de identificar a esta emisión:
4
2
He2+ 4
2
α α
La emisión α se caracteriza por presentar