Reacciones Químicas · Dossier ECEP Media Química - Francisco Javier Núñez Valenzuela

Las reacciones transforman la materia: ácidos y bases que se neutralizan, electrones que pasan de una especie a otra en una reacción redox, y pequeñas unidades que se enlazan para formar polímeros.

Subdominio 3.1 · Ácido-base

Ácidos, bases y la escala de pH

Este subdominio te pide distinguir ácidos de bases con los modelos de Arrhenius y de Brønsted-Lowry, diferenciar los fuertes de los débiles, manejar la escala de pH (calcular pH y pOH de una disolución), entender la neutralización entre un ácido y una base, y reconocer las soluciones tampón que mantienen estable el pH. La prueba no pide recitar definiciones: te entrega una concentración, una reacción o una situación cotidiana y te pide calcular y justificar.

3.1

Ácidos y bases: Arrhenius y Brønsted-Lowry

Desde cero

Hay dos formas, cada vez más amplias, de definir qué es un ácido y qué es una base:

Arrhenius (la más simple): un ácido es una sustancia que, disuelta en agua, libera iones hidrógeno H⁺ (en realidad H₃O⁺, el ion hidronio). Una base libera iones hidroxilo OH⁻. Ejemplos: HCl → H⁺ + Cl⁻ (ácido); NaOH → Na⁺ + OH⁻ (base).
Brønsted-Lowry (más general): un ácido es un donador de protones (cede H⁺) y una base es un aceptor de protones (capta H⁺). Esta definición explica bases que no tienen OH⁻, como el amoníaco: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ (el NH₃ acepta un H⁺).

Además, importa cuánto se ionizan:

Ácido/base fuerte: se ioniza casi por completo (flecha simple →). Ejemplos: HCl, HNO₃, H₂SO₄ (ácidos fuertes); NaOH, KOH (bases fuertes).
Ácido/base débil: se ioniza solo en parte y se establece un equilibrio (doble flecha ⇌). Ejemplos: el ácido acético CH₃COOH (vinagre) y el amoníaco NH₃.

Idea clave

Fuerte/débil no es lo mismo que concentrado/diluido. "Fuerte" describe cuánto se ioniza; "concentrado" describe cuánto soluto hay. Un ácido fuerte muy diluido puede tener un pH más alto (menos ácido) que un ácido débil muy concentrado.

El error típico

Pensar que toda base "debe tener OH". Bajo Brønsted-Lowry, el amoníaco NH₃ es base porque acepta un protón, aunque no contenga OH⁻ en su fórmula. Otro error: confundir el par conjugado. Cuando un ácido HA cede su H⁺, lo que queda (A⁻) es su base conjugada; el ácido y su base conjugada se diferencian en exactamente un H⁺.

En la ECEP

Aparecen ítems para identificar el ácido y la base de una ecuación, o el par conjugado, y para distinguir fuerte de débil por el tipo de flecha. Estrategia: localiza quién dona H⁺ (ácido) y quién lo acepta (base); si la ecuación usa doble flecha ⇌, se trata de un electrolito débil en equilibrio.

Pregunta tipo ECEP

Considera la reacción en agua: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻. Según la teoría de Brønsted-Lowry, ¿qué especie actúa como ácido en el sentido directo?

A) El NH₃, porque es la especie que inicia la reacción y aporta nitrógeno.
B) El H₂O, porque dona un protón H⁺ al NH₃ y queda como OH⁻.
C) El OH⁻, porque su presencia es lo que define a un ácido en disolución.
D) El NH₄⁺, porque tiene carga positiva y los ácidos son siempre positivos.

Correcta: B. Un ácido de Brønsted-Lowry dona un protón. Aquí el H₂O cede un H⁺ al NH₃ y se transforma en OH⁻; por eso el agua actúa como ácido. A confunde al ácido con el reactivo principal: el NH₃ acepta el protón, así que es la base. C es erróneo: el OH⁻ es característico de las bases, no de los ácidos. D usa una regla falsa: la carga positiva no define a un ácido (el NH₄⁺ es el ácido conjugado, pero no dona protón en el sentido directo de esta reacción).

Pregunta tipo ECEP

¿Cuál de las siguientes sustancias corresponde a un ácido fuerte?

A) CH₃COOH, porque el grupo COOH lo hace reaccionar violentamente con los metales.
B) NH₃, porque libera muchos iones H⁺ al disolverse en agua.
C) HCl, porque en agua se ioniza prácticamente por completo: HCl → H⁺ + Cl⁻.
D) NaOH, porque es muy corrosivo y reacciona con casi todo.

Correcta: C. El HCl es un ácido fuerte porque su ionización en agua es prácticamente total (flecha simple). A es un ácido débil: el ácido acético se ioniza solo en parte y queda en equilibrio (⇌). B es una base débil (acepta H⁺, no lo libera). D es una base fuerte, no un ácido. La fortaleza se mide por el grado de ionización, no por lo corrosivo.

3.1

El pH y el pOH: medir la acidez

Desde cero

La acidez de una disolución depende de cuántos iones H⁺ (hidronio) hay. Como esas concentraciones son números diminutos (10⁻¹, 10⁻⁷, 10⁻¹³…), se usa una escala logarítmica más cómoda: el pH.

Las fórmulas

pH = −log[H⁺] · pOH = −log[OH⁻]

pH + pOH = 14 (a 25°C)

Producto iónico del agua: [H⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴

Pista

Cuando [H⁺] es una potencia exacta de 10 (10⁻ⁿ), el pH es directamente ese n (sin el signo menos): [H⁺] = 10⁻⁴ → pH = 4. Y recuerda: pH bajo = más ácido. Sube el H⁺, baja el pH.

Cómo leer la escala

pH < 7 → ácido (mucha [H⁺]). Cuanto menor el pH, más ácido.
pH = 7 → neutro (agua pura: [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷).
pH > 7 → básico o alcalino (mucha [OH⁻]).
Cada unidad de pH equivale a un factor 10 en [H⁺]: un pH 3 tiene diez veces más H⁺ que un pH 4, y cien veces más que un pH 5.

Figura 1. La escala de pH va de 0 a 14. La zona ácida (0–6, en rojo y amarillo) tiene mucha [H⁺]; el neutro es 7 (verde); la zona básica (8–14, en azul) tiene mucha [OH⁻]. Cada unidad equivale a un factor 10 en la concentración de iones hidrógeno.

Ejemplo resuelto: calcular el pH de un ácido fuerte

Una disolución de HCl tiene concentración 0,001 mol/L. Como el HCl es un ácido fuerte, se ioniza por completo, así que [H⁺] = 0,001 = 10⁻³ mol/L.

pH: pH = −log[H⁺] = −log(10⁻³) = −(−3) = 3.
pOH: como pH + pOH = 14, entonces pOH = 14 − 3 = 11.
[OH⁻]: = 10^−pOH = 10⁻¹¹ mol/L (poquísimo: por eso la disolución es ácida).

Resultado: pH = 3, claramente ácido (menor que 7), coherente con que es HCl.

Ejemplo resuelto: calcular el pH de una base fuerte

Una disolución de NaOH tiene [OH⁻] = 10⁻² mol/L (NaOH es base fuerte, se ioniza por completo).

pOH: pOH = −log[OH⁻] = −log(10⁻²) = 2.
pH: pH = 14 − pOH = 14 − 2 = 12.

Resultado: pH = 12, claramente básico (mayor que 7), como corresponde a una base.

El error típico

Olvidar el signo menos de la fórmula: como las concentraciones son potencias negativas de 10, el −log las convierte en números positivos. Si [H⁺] = 10⁻⁵, el pH es 5 (no −5). Otro error: pensar que pH alto = más ácido. Es al revés: pH bajo = más ácido, porque hay más H⁺.

Auto-chequeo Una disolución tiene [H⁺] = 10⁻⁹ mol/L. Calcula su pH y su pOH, y di si es ácida, neutra o básica.

pH = −log(10⁻⁹) = 9. Como pH + pOH = 14, pOH = 5. Al tener pH = 9 (mayor que 7), la disolución es básica: hay más OH⁻ que H⁺.

Pregunta tipo ECEP

Una disolución acuosa tiene una concentración de iones hidrógeno [H⁺] = 1 × 10⁻⁴ mol/L. ¿Cuál es su pH y qué carácter tiene?

A) pH = 4, ácida, porque pH = −log(10⁻⁴) = 4 y un pH menor que 7 indica acidez.
B) pH = −4, ácida, porque el exponente de la concentración es negativo.
C) pH = 10, básica, porque al restar 14 − 4 se obtiene el pH de la disolución.
D) pH = 4, básica, porque toda concentración tan pequeña corresponde a una base.

Correcta: A. pH = −log[H⁺] = −log(10⁻⁴) = 4. Como 4 < 7, la disolución es ácida. B olvida el signo menos de la fórmula: el resultado es +4, no −4. C confunde el cálculo: 14 − 4 = 10 es el pOH, no el pH. D invierte la escala: un pH de 4 es ácido, no básico.

Pregunta tipo ECEP

Dos disoluciones, una con pH = 3 y otra con pH = 5. ¿Cuántas veces más concentrada en H⁺ está la de pH 3 respecto de la de pH 5?

A) 2 veces, porque la diferencia entre los pH es 5 − 3 = 2.
B) 100 veces, porque cada unidad de pH equivale a un factor 10, y son 2 unidades: 10² = 100.
C) 10 veces, porque siempre que cambia el pH la concentración cambia en un factor 10.
D) No se puede comparar sin conocer el volumen de cada disolución.

Correcta: B. La escala es logarítmica: [H⁺] de pH 3 es 10⁻³ y la de pH 5 es 10⁻⁵. El cociente es 10⁻³ : 10⁻⁵ = 10² = 100 veces. A resta los pH como si la escala fuera lineal. C aplica un solo factor 10, pero la diferencia es de 2 unidades. D es incorrecta: el pH ya expresa concentración, no depende del volumen.

3.1

Neutralización: ácido + base → sal + agua

Desde cero

Cuando un ácido y una base se mezclan, sus iones característicos se combinan: el H⁺ del ácido se une al OH⁻ de la base y forman agua, mientras los iones restantes forman una sal. Es la reacción de neutralización:

El esquema general

ácido + base → sal + agua

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

(el corazón de la reacción: H⁺ + OH⁻ → H₂O)

El punto de equivalencia

La neutralización es completa cuando el número de moles de H⁺ aportados por el ácido iguala al de OH⁻ aportados por la base. En ese punto de equivalencia, si el ácido y la base son ambos fuertes, queda solo agua y una sal neutra, y el pH resultante es 7. Esta idea es la base de las titulaciones (volumetrías ácido-base).

Ejemplo resuelto: escribir y leer una neutralización

Reacción entre ácido sulfúrico y hidróxido de sodio:

H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O

El H₂SO₄ aporta 2 H⁺ (es diprótico), por eso necesita 2 NaOH para neutralizarse.
La sal formada es el sulfato de sodio Na₂SO₄; el agua proviene de unir cada H⁺ con un OH⁻.
La ecuación está balanceada: 2 Na, 1 S, 4 O del sulfato y 4 H en las dos aguas a cada lado.

El error típico

Olvidar que un ácido diprótico (como H₂SO₄) necesita el doble de base. No basta con 1 NaOH: hacen falta 2 para neutralizar los dos H⁺. Otro error: creer que el punto de equivalencia siempre da pH 7; eso solo ocurre con ácido fuerte + base fuerte. Con un ácido débil y base fuerte, la sal es básica y el pH de equivalencia es > 7.

Pregunta tipo ECEP

Se hace reaccionar ácido clorhídrico con hidróxido de potasio. ¿Cuáles son los productos de esta neutralización?

A) KCl y H₂O, porque el H⁺ y el OH⁻ forman agua, y el K⁺ con el Cl⁻ forman la sal cloruro de potasio.
B) KClO₃ y H₂, porque al juntar un ácido con una base se libera hidrógeno gaseoso.
C) KOH y HCl, porque los reactivos no cambian, solo se mezclan.
D) KH y Cl₂O, porque cada elemento se combina con el que tiene al lado.

Correcta: A. HCl + KOH → KCl + H₂O: el H⁺ se une al OH⁻ (agua) y el K⁺ con el Cl⁻ forman la sal KCl. B inventa un producto (no se libera H₂ ni se forma clorato en una neutralización simple). C ignora que sí hay reacción: se forman sal y agua. D combina los átomos sin sentido químico (KH y Cl₂O no corresponden a esta reacción).

3.1

Soluciones tampón (buffer): el pH que resiste

Desde cero

Una solución tampón (o buffer, o amortiguadora) es una mezcla que resiste los cambios de pH cuando se le agrega un poco de ácido o de base. Está formada por un par conjugado: un ácido débil junto con su base conjugada (o una base débil con su ácido conjugado). Ejemplo clásico: ácido acético CH₃COOH + acetato CH₃COO⁻.

¿Cómo amortigua? El par tiene una pieza lista para neutralizar lo que entre:

Si llega un ácido (más H⁺), la base conjugada lo captura: CH₃COO⁻ + H⁺ → CH₃COOH.
Si llega una base (más OH⁻), el ácido débil la neutraliza: CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O.

Así, el pH casi no se mueve.

El buffer de la vida

La sangre es un buffer: el par ácido carbónico / bicarbonato (H₂CO₃ / HCO₃⁻) la mantiene en un pH muy estable, cercano a 7,4. Variaciones de apenas unas décimas de pH ya son peligrosas para el organismo; por eso el cuerpo amortigua con tanto cuidado.

El error típico

Creer que un buffer "no cambia nunca" o que se hace con un ácido fuerte. Un buffer necesita un par débil/conjugado: con un ácido fuerte no hay equilibrio que mover, así que no amortigua. Y sí cambia un poco: solo resiste cambios grandes mientras le quede capacidad (mientras no se agote uno de los dos componentes).

Pregunta tipo ECEP

¿Cuál de las siguientes mezclas constituye una solución tampón capaz de amortiguar cambios de pH?

A) HCl con NaCl, porque combina un ácido con una de sus sales.
B) NaOH con KOH, porque dos bases juntas estabilizan el pH.
C) CH₃COOH con CH₃COONa, porque es un ácido débil junto a su base conjugada (acetato).
D) Agua destilada, porque su pH neutro de 7 no cambia nunca.

Correcta: C. Un buffer es un ácido débil + su base conjugada: el ácido acético (débil) con acetato (CH₃COO⁻) forma exactamente ese par y amortigua. A usa HCl, que es un ácido fuerte: no hay equilibrio que amortigüe. B son dos bases fuertes, no un par conjugado. D es falso: el agua pura no resiste; basta una gota de ácido para cambiar bruscamente su pH.

Pregunta tipo ECEP

En una solución tampón de ácido acético/acetato se agrega una pequeña cantidad de NaOH (base). ¿Qué componente del buffer reacciona para evitar que suba el pH?

A) El ion acetato CH₃COO⁻, porque captura el exceso de OH⁻ agregado.
B) El agua, porque diluye la base agregada y baja su efecto.
C) Ninguno, porque el buffer no reacciona con bases, solo con ácidos.
D) El ácido acético CH₃COOH, porque neutraliza el OH⁻: CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O.

Correcta: D. Si entra una base (OH⁻), la parte ácida del par la neutraliza: CH₃COOH + OH⁻ → CH₃COO⁻ + H₂O, evitando que el pH suba. A invierte los papeles: el acetato neutraliza ácido (H⁺), no base. B la dilución no es el mecanismo amortiguador. C es falso: el buffer amortigua tanto ácidos como bases, usando el componente adecuado en cada caso.

Subdominio 3.2 · Óxido-reducción

Redox: el baile de los electrones

En una reacción redox hay una transferencia de electrones entre dos especies. Para dominarla necesitas asignar estados de oxidación, reconocer quién se oxida (pierde electrones) y quién se reduce (gana), identificar los agentes oxidante y reductor, y balancear la ecuación por el método ion-electrón. Todo esto explica la vida de las pilas, la corrosión del hierro y la electrólisis.

En una reacción redox los electrones pasan de la especie que se oxida (los pierde) a la que se reduce (los gana). Es el principio detrás de las pilas y baterías.

3.2

Estado de oxidación: cómo asignarlo

Desde cero

El estado (o número) de oxidación es una carga "imaginaria" que se le asigna a cada átomo suponiendo que los electrones de cada enlace se los queda el átomo más electronegativo. Sirve para llevar la cuenta de los electrones. Las reglas, en orden de prioridad:

Un elemento libre (sin combinar) tiene estado 0: O₂, Fe, Na… todos en 0.
Un ion monoatómico tiene el estado igual a su carga: Na⁺ es +1, Cl⁻ es −1, Mg²⁺ es +2.
El hidrógeno suele ser +1 (salvo en hidruros metálicos, donde es −1).
El oxígeno suele ser −2 (salvo en peróxidos, donde es −1).
La suma de todos los estados de oxidación de una molécula neutra es 0; en un ion poliatómico, igual a su carga.

Ejemplo resuelto: el azufre en el H₂SO₄

Buscamos el estado de oxidación del azufre (S) en el ácido sulfúrico H₂SO₄. La molécula es neutra, así que todos los estados suman 0.

El H es +1, y hay 2: aportan 2×(+1) = +2.
El O es −2, y hay 4: aportan 4×(−2) = −8.
Planteo: (+2) + (S) + (−8) = 0 → S − 6 = 0 → S = +6.

El azufre está en su estado de oxidación +6, el más alto que alcanza.

El error típico

Aplicar las reglas sin respetar su prioridad. En el peróxido de hidrógeno H₂O₂, el oxígeno NO es −2 sino −1 (es un peróxido). Otro error: confundir el estado de oxidación con la carga real del átomo; el estado de oxidación es una herramienta contable, no necesariamente la carga física que tiene el átomo.

Pregunta tipo ECEP

¿Cuál es el estado de oxidación del nitrógeno (N) en el ion nitrato NO₃⁻?

A) +5, porque los tres O aportan −6, la carga del ion es −1, y N + (−6) = −1 da N = +5.
B) −3, porque el nitrógeno siempre tiene su estado más común, igual que en el amoníaco.
C) +6, porque hay tres oxígenos y cada uno suma +2 al nitrógeno.
D) +1, porque la carga total del ion es −1 y el nitrógeno la compensa con +1.

Correcta: A. En NO₃⁻ los 3 O aportan 3×(−2) = −6; la suma debe igualar la carga del ion (−1): N + (−6) = −1 → N = +5. B aplica el estado del N en el amoníaco (−3), que no corresponde aquí. C usa un signo erróneo para el oxígeno (+2 en vez de −2). D ignora la contribución de los oxígenos al hacer el balance.

3.2

Oxidación, reducción y los agentes

Desde cero

Una reacción redox son siempre dos procesos a la vez: alguien pierde electrones y alguien los gana. La regla nemotécnica clásica es "PERO" y "GANO":

Oxidación = PÉRDIDA de electrones (el estado de oxidación sube). Pierde Electrones → se Oxida.
Reducción = GANANCIA de electrones (el estado de oxidación baja). Gana Electrones → se Reduce.

Y cada especie tiene un papel cruzado:

El agente oxidante es el que provoca la oxidación del otro… y al hacerlo se reduce (gana los electrones).
El agente reductor es el que provoca la reducción del otro… y al hacerlo se oxida (pierde los electrones).

El truco para no confundirse

El agente hace lo contrario a su nombre: el oxidante se reduce, el reductor se oxida. Para encontrarlos: el que sube su estado de oxidación es el reductor (se oxidó); el que baja es el oxidante (se redujo).

Ejemplo resuelto: identificar quién se oxida y quién se reduce

Reacción: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu.

El Zn pasa de 0 a +2: su estado sube → se oxida (pierde 2 electrones). El zinc es el agente reductor.
El Cu²⁺ pasa de +2 a 0: su estado baja → se reduce (gana 2 electrones). El ion cobre es el agente oxidante.
Los 2 electrones que pierde el Zn son exactamente los que gana el Cu²⁺: la transferencia está balanceada.

El error típico

Decir que "el que se oxida es el oxidante". Es justo al revés: el que se oxida es el reductor (provocó la reducción del otro). Mantén firme: oxidante → se reduce; reductor → se oxida.

Pregunta tipo ECEP

En la reacción Fe + Cu²⁺ → Fe²⁺ + Cu, ¿cuál especie se oxida?

A) El Cu²⁺, porque su estado de oxidación pasa de +2 a 0.
B) El Cu, porque al final aparece como metal sólido depositado.
C) Ninguna, porque no hay transferencia de electrones en esta reacción.
D) El Fe, porque su estado de oxidación sube de 0 a +2, perdiendo electrones.

Correcta: D. El hierro pasa de 0 (metal libre) a +2: su estado de oxidación sube, lo que significa que pierde electrones, es decir, se oxida. A describe lo contrario: el Cu²⁺ baja de +2 a 0, así que se reduce. B confunde el producto con el proceso; el Cu metálico es resultado de una reducción, no de una oxidación. C es falso: sí hay transferencia (2 electrones del Fe al Cu²⁺).

Pregunta tipo ECEP

En la reacción Zn + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂, ¿cuál especie actúa como agente oxidante?

A) El Zn, porque es el metal que reacciona y se consume.
B) El Cl⁻, porque su signo negativo atrae a los electrones.
C) El H⁺ del HCl, porque se reduce (pasa de +1 a 0 formando H₂) y por eso es el oxidante.
D) El ZnCl₂, porque es el producto donde quedan los electrones transferidos.

Correcta: C. El agente oxidante es el que se reduce. El H⁺ pasa de +1 a 0 (forma H₂), gana electrones y se reduce, por eso es el oxidante. A es el reductor: el Zn se oxida (0 → +2), no es el oxidante. B el Cl⁻ es espectador, su estado no cambia. D es un producto, no participa transfiriendo electrones.

3.2

Balanceo por el método ion-electrón (semirreacciones)

Desde cero

El método ion-electrón balancea una reacción redox separándola en dos semirreacciones: una de oxidación y otra de reducción. La idea: igualar átomos y cargas en cada una, y luego hacer que los electrones perdidos igualen a los ganados. Los pasos (en medio ácido):

1. Escribe las dos semirreacciones (la que se oxida y la que se reduce).
2. Equilibra los átomos distintos de O y H; luego el O con H₂O y el H con H⁺.
3. Equilibra la carga agregando electrones (e⁻) al lado que sobre carga positiva.
4. Multiplica cada semirreacción para que los electrones se cancelen.
5. Suma las dos semirreacciones y simplifica.

Ejemplo resuelto: balancear electrones que se igualan

Para la reacción Al + Fe²⁺ → Al³⁺ + Fe, las semirreacciones son:

Oxidación: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ (el aluminio pierde 3 electrones).
Reducción: Fe²⁺ + 2 e⁻ → Fe (el hierro gana 2 electrones).

Los electrones no coinciden (3 vs. 2). El mínimo común es 6: multiplico la primera por 2 y la segunda por 3.

2 Al → 2 Al³⁺ + 6 e⁻
3 Fe²⁺ + 6 e⁻ → 3 Fe

Ahora los 6 electrones se cancelan. Ecuación final balanceada: 2 Al + 3 Fe²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Fe. (Carga: izquierda 3×(+2) = +6; derecha 2×(+3) = +6: cuadra.)

El error típico

Sumar las semirreacciones sin igualar primero los electrones. Si una pierde 3 e⁻ y la otra gana 2 e⁻, deben llevarse ambas a 6 e⁻ antes de sumar; de lo contrario, la carga no se conserva. Otro error: olvidar balancear la carga (no basta con los átomos: el número de electrones es lo que ajusta las cargas).

Pregunta tipo ECEP

Las semirreacciones de un proceso son: Al → Al³⁺ + 3 e⁻ (oxidación) y Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu (reducción). ¿Cuál es la ecuación global correctamente balanceada?

A) Al + Cu²⁺ → Al³⁺ + Cu, igualando los coeficientes a uno.
B) 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu, igualando los electrones a 6 (mcm de 3 y 2).
C) 3 Al + 2 Cu²⁺ → 3 Al³⁺ + 2 Cu, multiplicando cada metal por el otro número.
D) Al + Cu²⁺ → Al²⁺ + Cu, ajustando la carga del aluminio a +2.

Correcta: B. La oxidación entrega 3 e⁻ y la reducción consume 2 e⁻; el mcm es 6. Multiplico la del Al por 2 (6 e⁻) y la del Cu por 3 (6 e⁻): 2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu (carga +6 = +6). A no iguala los electrones (3 ≠ 2), la carga no se conserva. C invierte los coeficientes: deja 9 e⁻ contra 4 e⁻, sin balancear. D cambia el estado del aluminio a +2, que es químicamente incorrecto (el Al forma Al³⁺).

Pregunta tipo ECEP

Al balancear una reacción redox por el método ion-electrón en medio ácido, ¿qué especie se usa para equilibrar los átomos de oxígeno de una semirreacción?

A) Se agregan moléculas de O₂ al lado que falte oxígeno.
B) Se agregan moléculas de H₂O, y luego se equilibra el H que aparece con H⁺.
C) Se agregan iones OH⁻, porque en medio ácido el oxígeno proviene del hidroxilo.
D) No se equilibra el oxígeno; basta con igualar los electrones.

Correcta: B. En medio ácido, el O se equilibra agregando H₂O en el lado que falte, y el exceso de H se ajusta con H⁺. A es erróneo: no se añade O₂ gaseoso en una semirreacción iónica. C usa OH⁻, que corresponde al método en medio básico, no ácido. D es falso: el oxígeno sí debe balancearse, igual que cualquier átomo.

3.2

Redox en la vida: pilas, corrosión y electrólisis

Desde cero

La transferencia de electrones de una reacción redox tiene aplicaciones que usamos a diario:

Pilas y baterías (celdas galvánicas): una reacción redox espontánea se separa en dos electrodos; los electrones viajan por un cable y generan corriente eléctrica. La oxidación ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo. La química se transforma en electricidad.
Corrosión del hierro (oxidación): el hierro se oxida con el oxígeno y la humedad formando óxido (herrumbre). Es una reacción redox espontánea e indeseada: el Fe pierde electrones (Fe → Fe^2+/3+) y el O₂ se reduce.
Electrólisis: el proceso inverso a la pila. Se aplica corriente eléctrica para forzar una reacción redox que NO ocurriría sola (por ejemplo, descomponer el agua en H₂ y O₂, o recubrir un metal). La electricidad provoca la química.

Pila vs. electrólisis

En la pila la reacción es espontánea y produce electricidad (química → electricidad). En la electrólisis la reacción NO es espontánea y se consume electricidad para que ocurra (electricidad → química). Son procesos inversos.

El error típico

Confundir pila con electrólisis. La pila entrega energía (la reacción es espontánea); la electrólisis necesita que le inyectemos energía eléctrica para que la reacción ocurra. Otro error: creer que la corrosión "no es redox"; sí lo es: el hierro se oxida cediendo electrones al oxígeno.

Pregunta tipo ECEP

La oxidación (formación de herrumbre) del hierro de una reja expuesta a la lluvia es un ejemplo cotidiano de:

A) Una reacción de neutralización, porque el agua actúa como ácido sobre el metal.
B) Una reacción redox, en la que el hierro se oxida cediendo electrones al oxígeno del aire.
C) Un cambio físico, porque el hierro solo cambia de color sin transformarse.
D) Una reacción de polimerización, porque se forma una capa que recubre el metal.

Correcta: B. La corrosión es una reacción redox: el Fe pierde electrones (se oxida) y el O₂ los gana (se reduce), formando óxido de hierro. A no hay ácido ni base formando sal + agua. C es falso: se forma una sustancia nueva (óxido), es un cambio químico, no físico. D no hay monómeros uniéndose; la herrumbre no es un polímero.

Pregunta tipo ECEP

¿Cuál afirmación distingue correctamente una pila (celda galvánica) de una electrólisis?

A) La pila consume electricidad para forzar una reacción; la electrólisis la produce.
B) Ambas son idénticas: en las dos la reacción ocurre de forma espontánea.
C) En la pila no hay transferencia de electrones; en la electrólisis sí.
D) La pila convierte una reacción redox espontánea en electricidad; la electrólisis usa electricidad para forzar una reacción no espontánea.

Correcta: D. La pila parte de una reacción espontánea y produce electricidad; la electrólisis consume electricidad para forzar una reacción no espontánea. A invierte ambos procesos. B es falso: la electrólisis no es espontánea, hay que alimentarla con corriente. C es falso: en las dos hay transferencia de electrones (ambas son redox).

Subdominio 3.3 · Polímeros

De la pequeña unidad a la macromolécula

Un polímero es una molécula gigante hecha de muchas unidades pequeñas repetidas, los monómeros, unidas como eslabones de una cadena. Aquí verás cómo se forman (polimerización por adición y por condensación), qué polímeros usamos a diario (PVC, teflón, polietileno…) y las biomacromoléculas de los seres vivos, donde la estructura determina la función.

Muchos monómeros idénticos se enlazan en cadena para formar un polímero: el principio de los plásticos y de las grandes moléculas de la vida.

3.3

Del monómero al polímero: adición y condensación

Desde cero

La polimerización es la reacción que une muchos monómeros para formar un polímero. Hay dos grandes tipos:

Por adición: los monómeros (que tienen un doble enlace) se suman uno tras otro sin perder ningún átomo. El doble enlace se abre y queda como enlace simple que enlaza la cadena. Ejemplo: el etileno CH₂=CH₂ → polietileno.
Por condensación: los monómeros se unen liberando una molécula pequeña (casi siempre agua, H₂O) en cada enlace. Ejemplo: la formación de poliésteres y nylon, y también las proteínas en la célula.

Polímeros sintéticos de uso diario

Polietileno: bolsas, envases, botellas (el plástico más común).
PVC (policloruro de vinilo): tuberías, marcos de ventanas, cables.
Teflón (PTFE): recubrimiento antiadherente de sartenes; muy resistente al calor.
Poliuretano: espumas, colchones, aislantes, barnices.
Silicona: sellos, prótesis, utensilios flexibles (polímero con base de silicio).

Pista

La adición arranca de un monómero con doble enlace que se abre. Cuando ese monómero lleva un grupo donador de electrones (que enriquece el doble enlace), se favorece la polimerización por adición catiónica: la zona rica en electrones reacciona mejor con el iniciador positivo.

El error típico

Confundir los dos tipos: en la polimerización por adición NO se pierde ningún átomo (todo el monómero queda en la cadena); en la por condensación SÍ se libera una molécula pequeña (agua) en cada unión. Otro error: pensar que monómero y polímero son sustancias sin relación; el polímero es solo el monómero repetido n veces.

Pregunta tipo ECEP

El polietileno se obtiene a partir de muchas moléculas de etileno (CH₂=CH₂) que se unen abriendo su doble enlace, sin liberar ninguna otra molécula. ¿Qué tipo de polimerización es?

A) Por condensación, porque al unir las moléculas se libera agua en cada enlace.
B) Por neutralización, porque el etileno actúa a la vez como ácido y como base.
C) Por reducción, porque los monómeros ganan electrones al enlazarse.
D) Por adición, porque los monómeros se suman abriendo el doble enlace sin perder átomos.

Correcta: D. Es polimerización por adición: el doble enlace del etileno se abre y los monómeros se suman uno tras otro sin liberar ninguna molécula. A describe la condensación (con liberación de agua), que no ocurre aquí. B y C usan procesos que no corresponden: no hay ácido-base ni transferencia de electrones en esta polimerización.

3.3

Biomacromoléculas: estructura y función

Desde cero

Los seres vivos están hechos de biomacromoléculas: polímeros naturales formados por monómeros biológicos. Hay cuatro familias, y en cada una la estructura determina la función:

Hidratos de carbono (glúcidos): monómero = monosacáridos (glucosa). Función: energía (almidón, glucógeno) y estructura (la celulosa de las plantas).
Lípidos: grasas y aceites; no son polímeros estrictos, pero son macromoléculas. Función: reserva de energía y formación de las membranas celulares (fosfolípidos).
Proteínas: monómero = aminoácidos unidos por enlace peptídico (condensación). Su función depende de cómo se plieguen en el espacio (enzimas, anticuerpos, estructura, transporte).
Ácidos nucleicos (ADN y ARN): monómero = nucleótidos. Función: almacenar y transmitir la información genética.

La idea central

La estructura de una biomacromolécula determina su función. En las proteínas es dramático: si una enzima pierde su plegamiento (se desnaturaliza por calor o pH extremo), deja de funcionar aunque su secuencia de aminoácidos siga intacta. La forma es la función.

El error típico

Asignar mal la función. Recuerda el reparto: hidratos de carbono = energía/estructura; lípidos = reserva/membranas; proteínas = función según plegamiento (enzimas, etc.); ácidos nucleicos = información genética. Otro error: confundir "el ADN es energético"; el ADN guarda información, no es la principal reserva de energía (esa función la cumplen glúcidos y lípidos).

Pregunta tipo ECEP

¿Cuál biomacromolécula tiene como función principal almacenar y transmitir la información genética?

A) Los hidratos de carbono, porque la glucosa guarda los datos hereditarios.
B) Los lípidos, porque las membranas contienen la información de la célula.
C) Los ácidos nucleicos (ADN y ARN), formados por nucleótidos, que codifican la información genética.
D) Las proteínas, porque su plegamiento guarda el código genético.

Correcta: C. Los ácidos nucleicos (ADN y ARN), polímeros de nucleótidos, almacenan y transmiten la información genética. A los hidratos de carbono cumplen funciones energéticas y estructurales, no informativas. B los lípidos forman membranas y reservan energía. D las proteínas ejecutan instrucciones (enzimas, estructura), pero no guardan el código; lo leen del ADN.

Pregunta tipo ECEP

Una enzima (proteína) se calienta en exceso y pierde su forma tridimensional, dejando de funcionar, aunque su secuencia de aminoácidos no se rompe. Esto ilustra que:

A) En las proteínas la función depende del plegamiento (la estructura tridimensional): si se altera la forma, se pierde la función.
B) Las enzimas no son biomacromoléculas, por eso son tan sensibles al calor.
C) La secuencia de aminoácidos es irrelevante para la función de una proteína.
D) El calor convierte la proteína en un ácido nucleico funcional.

Correcta: A. La estructura determina la función: una enzima desnaturalizada (que pierde su plegamiento) deja de funcionar, aunque conserve su secuencia. B es falso: las proteínas sí son biomacromoléculas. C es erróneo: la secuencia sí importa, pues determina cómo se pliega; lo que muestra el caso es que la forma resultante es la que cumple la función. D no tiene sentido químico: el calor no transforma una proteína en un ácido nucleico.

3.3

Reconocer la biomacromolécula por su estructura y su enlace

Desde cero

La prueba muchas veces no te dice qué molécula es: te muestra una estructura y te pide identificarla, o te da un polímero y pregunta qué tipo de enlace une sus monómeros. La clave es reconocer las "firmas" de cada familia:

Aminoácido (monómero de las proteínas): tiene a la vez un grupo amino −NH₂ y un grupo ácido carboxílico −COOH sobre el mismo carbono central. Si ves −NH₂ + −COOH juntos, es un aminoácido.
Monosacárido / azúcar (monómero de los glúcidos): es una cadena o un anillo con varios grupos −OH (hidroxilos) y un carbonilo (aldehído o cetona). Muchos −OH en un esqueleto pequeño → azúcar (glucosa, fructosa).
Nucleótido (monómero de ADN/ARN): combina un azúcar, una base nitrogenada y un grupo fosfato.

Y cada unión entre monómeros tiene su nombre propio, que es identificable:

Enlace peptídico: une dos aminoácidos (el −COOH de uno con el −NH₂ del otro, liberando agua). Es el enlace de las proteínas (poliamidas naturales).
Enlace glucosídico: une dos azúcares (entre los −OH de dos monosacáridos, liberando agua). Es el enlace de los hidratos de carbono (almidón, celulosa).

Pista

Lee la firma: −NH₂ + −COOH juntos → aminoácido (enlace peptídico); anillo con muchos −OH → azúcar (enlace glucosídico). El nombre del enlace te dice de qué polímero se trata, aunque no te muestren la palabra "proteína" o "almidón".

El error típico

Confundir un polímero unido por enlaces glucosídicos (azúcares) con una poliamida (que se une por enlaces peptídicos/amida, como las proteínas o el nylon) o con un polímero de adición (que viene de un doble enlace que se abre, sin liberar agua). La pista es el enlace: glucosídico = entre −OH de azúcares; peptídico/amida = entre −COOH y −NH₂; adición = sin grupo nuevo, solo se abrió un doble enlace.

Pregunta tipo ECEP

Se muestra una molécula pequeña con un carbono central unido a un grupo −NH₂, un grupo −COOH, un hidrógeno y una cadena lateral. ¿Qué tipo de biomolécula es?

A) Un monosacárido, porque tiene varios grupos hidroxilo.
B) Un aminoácido, porque presenta a la vez un grupo amino (−NH₂) y un grupo ácido carboxílico (−COOH).
C) Un nucleótido, porque contiene una base nitrogenada y un fosfato.
D) Un ácido graso, porque tiene un grupo −COOH y una cadena larga.

Correcta: B. La firma de un aminoácido es tener −NH₂ y −COOH sobre el mismo carbono; es el monómero de las proteínas. A es falso: no se describen varios −OH (eso sería un azúcar). C es falso: no hay base nitrogenada ni fosfato. D tiene −COOH, pero le falta el −NH₂ y no se describe la cadena larga típica del ácido graso; la presencia del amino define al aminoácido.

Pregunta tipo ECEP

Al analizar un polímero natural se concluye que sus monómeros (anillos con varios −OH) están unidos liberando agua entre sus hidroxilos. ¿Qué tipo de enlace y de polímero es?

A) Enlace peptídico; es una proteína (poliamida).
B) Enlace de adición; es un polímero como el polietileno.
C) Enlace glucosídico; es un hidrato de carbono (polisacárido), no una poliamida ni un polímero de adición.
D) Enlace iónico; es una sal polimérica.

Correcta: C. Monómeros que son azúcares (anillos con −OH) unidos por sus hidroxilos liberando agua forman enlaces glucosídicos: es un polisacárido (hidrato de carbono), por descarte no es poliamida (esa une −COOH con −NH₂) ni adición (esa no libera agua). A describe el enlace de las proteínas, con otros monómeros. B la adición no libera agua y parte de un doble enlace. D es falso: estos polímeros se unen por enlaces covalentes, no iónicos.