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EL EQUILIBRO QUÍMICO Y SU APLICACIÓN EN LA INDUSTRIA ALIMENTICIA

ANGARITA PRIMICIERO AMBAR VANESSA RAMOS GÓNZALEZ MALCOLM ERNESTO

UNIVERSIDAD INTERAMERICANA DE PANAMÁ FACULTA DE CIENCIAS DE LA SALUD – MEDICINA – QUIMICA GENERAL II 2020

INDICE Introducción………………………………………………………………………………..pagina 3 Objetivos….………………………………………………………………………………..pagina 4 Concepto de Equilibrio Químico y Contexto Histórico…………………………………….pagina 5 Principios que rigen el Equilibrio Químico………………………………………………...pagina 6 Equilibrio Ácido – Base…………………………………………………………………….página 7 Propiedades Ácido–Base…………………………………………………………………..pagina 7 Concepto de pH…………………………………………………………………………….pagina 7 Ácidos y Bases Débiles y sus Constantes de Ionización……………..….……...………....página 8 Ácidos proliproticos………………………………………………………………………..pagina 9 Equilibrio de Solubilidad…………………………………………………………………..pagina 9 Efecto del Ion Común…………………………………………………………..………….pagina 9 Disolución de la piedra Caliza…………………………………………………...……...…pagina 9 Aplicación del Equilibrio Químico a la Industria Alimenticia……………………….......pagina 10 Homeostasis como proceso de Equilibrio Químico………………………………..…pagina 10-11 Conclusiones………………………………………………………………………...……pagina 12 Bibliografía……………………………………………………………………………….pagina 13

INTRODUCCIÓN

Tener conocimientos sobre el concepto de equilibrio es fundamental para conocer y entender la química y el comportamiento de las sustancias. El equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. En la constante de equilibrio se refleja la tendencia que tienen las sustancias de reaccionar, así como también, la dirección y magnitud del cambio químico. Todas las reacciones químicas pueden ser descriptas bajo una condición de equilibrio y todos los sistemas químicos alcanzan en el tiempo esta condición. El estado de equilibrio químico es de naturaleza dinámica y no estática. El conocimiento en el equilibrio de procesos químicos juega un papel importante para aplicaciones industriales, biológicas y médicas siendo esencial para el avance en estas ramas, un ejemplo es que pudiéndose conocer el cálculo del rendimiento de una reacción química con el equilibrio químico el campo de la farmacología ha logrado revolucionar con nuevos medicamentos y más eficaces en el campo de la medicina maximizando los productos resultantesde la reacción de un medicamento al entrar a un organismo. El equilibrio químico tiene muchas aplicaciones en la industria pues puede usarse para predecir lo que sucederá si se cambian las condiciones de forma análoga a como las leyes de los gases pueden utilizarse para predecir el comportamiento del gas ideal en todas las condiciones. Por tanto, nos proporciona una generalización que nos permite ahorrar mucho tiempo, lo cual frecuentemente reduce la necesidad de realizar trabajos de laboratorio.

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OBJETIVOS

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Conocer el contexto historico en el que fue conocido el equilibrio químico.

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Definir el concepto de equilibrio químico, asi como sus propiedades y los principios por los cual se rige.

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Idintificar como expresan los ácidos y bases debiles, al igual que los ácidos poliprócticos su constrante de ionización.

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Demostrar las aplicaciones del concepto de equilibrio químico en la industria alimenticia.

EQUILIBRIO QUÍMICO 1. Concepto de equilibrio químico: Todo equilibrio químico es un proceso que, desde un punto de vista mecanístico, incluye la interconversión de varias especies químicas. Algunas de ellas serán reaccionantes y otras productos y, en la situación de equilibrio, todas ellas se encuentran presentes en un sistema cerrado. La condición de equilibrio químico es exactamente análoga a la condición de equilibrio físico. En un sistema químico se alcanza el equilibrio cuando tienen lugar reacciones en sentidos opuestos a la misma velocidad y el sistema tiene la apariencia macroscópica de estabilidad y permanencia, a pesar de hecho de que los reactivos se transforman en productos y viceversa, al nivel molecular (reversibilidad microscópica). Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico. Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al equilibrio químico. 2. Contexto historico: Diferentes procesos que contradecían el único sentido permitido de una reacción química eran bien conocidos a principios del siglo xix. Estas primeras anomalías no significaron un cuestionamiento por parte de la comunidad científica del marco teórico establecido por las tablas de afinidad. Sin embargo, en estos primeros años del siglo XIX, el científico francés L. Berthollet cuestionó las nociones acerca de las reacciones químicas establecidas mediante las ordenaciones de afinidad relativa. Este profesor e investigador introdujo los conceptos de “reacción incompleta” y de “reversibilidad”. Estas ideas las desarrolló mediante la realización e interpretación de procesos a gran escala. Por ejemplo, Berthollet, en su viaje a Egipto, como miembro de la expedición organizada por Napoleón en 1798, observó la formación de sosa en las orillas de los lagos localizados cerca de El Cairo. Interpretó la inesperada formación de esa sustancia a partir de carbonato de calcio, según la reacción representada por la ecuación (opuesta al sentido establecido por las tablas de afinidad): CaCO3 + 2 NaCl → CaCl2 + Na2CO3 Considerando como factores determinantes de la reacción las grandes cantidades presentes de los dos reactivos, asíq como la continua separación de los dos productos (el carbonato de sodio formaba una costra en la orilla del lago y el cloruro de calcio se filtraba por el suelo). Es decir, introdujo el factor “masa” como nueva circunstancia a tener en cuenta, señalando que grandes cantidades de reactivos podían compensar y, por tanto, invertir, el orden establecido por la teoría de las afinidades químicas. 5

Además, estimó que una reacción química de desplazamiento nunca era completa, ya que se ponían en juego dos elementos contrapuestos: la afinidad y las cantidades de las sustancias puestas a reaccionar, llegándose a alcanzar finalmente un equilibrio estático entre estas dos “fuerzas” opuestas. Se trataba, en definitiva, de extender el paradigma newtoniano al caso de las reacciones químicas. Berthollet enseñó estas nuevas ideas en sus clases de la École Normale y las publicó en varios artículos y en dos libros: Recherches sur les lois de l’affinité (1801) y Essai de Statique Chimique (1803). Su pretensión (newtoniana) de establecer relaciones cuantitativas a la hora de explicar y de predecir el curso de una reacción química no lo pudo culminar con éxito. En cualquier caso, entre los factores que no permitieron el desarrollo inicial de las ideas de Berthollet destaca la amplia adhesión a las tablas de afinidad de los químicos de la época, el escaso número inicial de reacciones en las que se podía poner de manifiesto el factor masa, así como el pequeño interés que despertóq esta línea de investigación. 3. Los principios que rigen el equilibrio químico (Le Chatelier) El Principio de Le Chatelier establece que si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de oponerse a los efectos de dicha perturbación. El tricloruro de fósforo reacciona con cloro para dar pentacloruro de fósforo según la siguiente reacción: PCl3 (g) + Cl2 (g) ⇆PCl5 (g) Una vez alcanzado el equilibrio químico, explica cómo se modificará el mismo si: a) Se aumenta la temperatura. b) Se disminuye la presión total. c) Se añade gas cloro. d) Se introduce un catalizador adecuado.

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Por el principio de Le Chatelier al elevar la temperatura el equilibrio evoluciona en el sentido en el que se produce absorción de calor, es decir, en el sentido endotérmico de la reacción. Por tratarse de una reacción exotérmica, un aumento de la temperatura provoca un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda.

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Una disminución de la presión ,por el principio de Le Chatelier , el equilibrio se desplazará hacia donde hay mayor número de moles gaseosos , para oponerse a este cambio . En este caso hacia la izquierda.

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La introducción del reactivo Cl2 aumenta su concentración, por el principio de Le Chatelier el equilibrio tenderá a oponerse a este cambio desplazándose hacia la derecha.

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La introducción de un catalizador no provoca desplazamiento alguno en el equilibrio de la

reacción . El catalizador aumenta la velocidad de la reacción , disminuyendo la energía de activación 4. Equilibrio Ácido – Base: Se denomina equilibrio ácido-base al balance que mantiene el organismo entre ácidos y bases con el objetivo de mantener un pH constante. Las funciones metabólicas del organismo producen y consumen iones de hidrógeno (H+). El equilibrio ácido base se altera en las enfermedades renales, respiratorias, diabetes, estados de ayuno, entre otras causas. a. Propiedades Ácido – Base: • •

Acido: sustancia que puede liberar o donar H+ Base: sustancia que puede combinarse con H+ o aceptar H+

b. Concepto de pH: El pH es la medida de la actividad de iones hidrógeno en soluciones. Es la medida de la acidez de una solución. Se define como el logaritmo negativo de la actividad de los iones hidrógeno:

Donde aH+ es la actividad del ión hidrógeno expresada en molalidad (moles de soluto por kilogramos de solvente). La actividad es la tendencia de una solución de suplir o proporcionar iones hidrógeno [H+] y es proporcional a la concentración del mismo. Es afectada por: • • 7

El solvente, que usualmente es el agua. La temperatura: a pesar de que la concentración de [H+] no varía, la actividad varia con los cambios de temperatura.

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La presencia de otros iones en la solución: esto se debe a la potencial interacción de otros iones con el ión hidrógeno.

c. Ácidos debiles y la expresión de su constante de ionización: Un ácido débil es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa.Aporta iones al medio, pero también es capaz de aceptarlos. Si representamos el ácido con la fórmula general HA, en una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disociar, mientras que el resto del ácido se disocia en iones positivos y negativos , formando un equilibrio ácido-base en la siguiente forma:

Las concentraciones en equilibrio de reactivos y productos se relacionan mediante la constante de acidez (Ka), cuya expresión es:

Cuanto mayor es el valor de Ka más se favorece la formación de iones H+, y más bajo es el pH de la disolución. La Ka de los ácidos débiles varía entre 1,80×10-16 y 55,50. Los ácidos con una constante Ka menor de 1,80×10-16 son ácidos más débiles que el agua. Los ácidos con una constante Ka de más de 55,50 se ácidos fuertes y se disocian casi en su totalidad cuando son disueltos en agua. d. Bases débiles y la expresión de su constante de ionización: Al disolverse en agua, una base débil no se disocia completamente y la solución acuosa resultante contiene ión OH y el radical básico correspondiente en una pequeña proporción junto con una gran proporción de moléculas no disociadas de la base. Las bases débiles existen en el equilibrio químico de la misma manera que los ácidos débiles, con una constante de disociación de la base (Kb) que indica la fuerza de la base. Por ejemplo, cuando el amoníaco se pone en agua, se establece el siguiente equilibrio: NH3 + H2O à OH- + NH4

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e. ¿Qué son los Ácidos poliprocticos? Explique su ionización: Son ácidos que tienen mas de un oxigeno ionizable y pueden donar más de uno de sus hidrógenos. Estos ácidos no ceden de una vez y tampoco con la misma facilidad todos los protones, sino que lo hacen de forma escalonada o por etapas, y cada vez con mayor dificultad. Las correspondientes constantes de disociación, disminuyen mucho, por un factor de 10-5 aproximadamente para cada una de las sucesivas ionizaciones. f. Concepto de Equilibrio de Solubilidad Equilibrio de solubilidad es cualquier tipo de relación de equilibrio químico entre los estados sólido y disuelto de un compuesto en la saturación. Los equilibrios de solubilidad implican la aplicación de los principios químicos y las constantes para predecir la solubilidad de sustancias en condiciones específicas g. ¿Cuál es el efecto del ión comun en el equilibrio de solubilidad? : El efecto del ion común en el equilibrio de la solubilidad es que la disminuye debido al cambio en la concentración de uno de los iones que están implicados en dicho equilibrio, por la presencia en la disolución de una sal que se encuentra disuelta en esta. Disminuye la solubilidad porque se está añadiendo más soluto al solvente. O sea, se comienza a saturar más obteniendo un precipitado. 5. Explique como sucede la disolución de piedra caliza, sistema carbonato y ecuaciones. La caliza es una roca sedimentaria que permite el paso del agua, es decir, es una roca permeable. Cuando el agua penetra en la caliza se lleva a cabo el proceso de disolución, mediante el cual se disuelve el carbonato de calcio.

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6. Aplicación del equilibrio químico en la indusria alimenticia: Los procesos utilizados en la industrias de alimentos constituyen el factor de mayor importancia en las condiciones de vida y en la búsqueda de soluciones que permitan preservar las características de los alimentos por largos períodos, utilizando procedimientos adecuados en la aplicación de sustancias químicas en los alimentos tales como el enfriamiento, congelación, pasteurización, secado, ahumado, conservación por productos químicos y otros de carácter similares que se les puede aplicar estas sustancias para su conservación y al beneficio humano. Las industrias de alimentos han desarrollado nuevos productos como flavoides, folatos y ácidos grasos polinsaturados para alimentos funcionales y suplementos alimenticios, suplementos de vitaminas y minerales, además todos los productos son enriquecidos con enzimas, antioxidantes y preservantes, etc. Los aditivos constituyen importancia en el valor de los alimentos procesados, ya que son empleados a alimentos más de 2000 aditivos alimentarios, colorantes artificiales, edulcorantes, antimicrobianos, antioxidantes, autorizados para usarse en los alimentos. La mayor parte de los alimento como harinas, enlatados, contiene aditivos pero aún más las golosinas. 7. ¿Es la homeostasis un proceso de equilibrio químico? Sustente su respuesta explicando el sistema de transporte de oxigeno en el cuerpo y colocar ecuaciones correspondientes : Los globulos rojos comienzan su travesía en los pulmones, donde recogen el oxígeno del aire que respiramos (durante la inhalación). Después, se dirigen al corazón, que bombea la sangre, y reparten oxígeno a todas las partes del cuerpo. En el viaje de vuelta, pasarán por las venas hasta llegar a los pulmones donde finalmente deja en dioxido de carbono que sera liberarado (durante la exhalación). Lo que sucede es que: en los pulmones, la hemoglobina, una proteína con un ión de hierro en medio de su estructura es capaz de captar moléculas de oxígeno molecular (O2), dióxido de carbono (CO2) y CO (monóxido de carbono). Gracias a las propiedades físicas y químicas de la hemoglobina, que se conocen como el efecto Bohr, la hemoglobina tiene alta afinidad por las moléculas de oxígeno en los pulmones donde el pH es 7.4 y la presión parcial de oxígeno es 100 torr. Cuando llega al músculo el pH es ligeramente más bajo 7.2 y la presión parcial es de 20 torr, lo que permite la liberación del oxígeno puesto que la estructura de la hemoglobina cambia, permitiendo la rotura del enlace y liberando un 77% del oxígeno.

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De forma similar en los tejidos la presión parcial de CO2 es más alta y permite la unión de esta molécula a la hemoglobina, aunque a otros centros de unión.

El CO2 formado a causa de la respiración celular en las mitocondrias disminuye el pH extracelular celular disminuyendo la afinidad de la hemoglobina por el oxígeno, promoviendo su liberación. Sin embargo, su afinidad por el CO2 es baja, por lo que solo es capaz de transportar el 15% del CO presente en los músculos, el resto del CO2 puede viajar de forma libre, disuelto, en la sangre. De este modo gracias a la afinidad de la sangre por estos dos gases se considera que los glóbulos rojos, a través de la hemoglobina son capaces de tamponar el pH de la sangre, impidiendo mediante la liberación de uno u otro gas los cambios bruscos de pH.

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CONCLUSIONES

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Berthollet pretendía con su investigación establecer relaciones cuantitativas a la hora de explicar y de predecir el curso de una reacción química, sin embargo no lo pudo culminar con éxito. Los factores que hiceron que su proyecto no se llevara a cabo, entre otros, fueron: la amplia adhesión a las tablas de afinidad de los químicos de la época, el escaso número inicial de reacciones en las que se podía poner de manifiesto el factor masa, así como el pequeño interés que despertóq esta línea de investigación.

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El equilibrio es una reacción reversible en la que las conecentraciones de sus sustancias permanecen constantes, ademas este según los principios de Le Chatelier si una reacción en equilibrio es perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de oponerse a los efectos de dicha perturbación.

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Las bases y los ácidos debiles son los que no se disocian completamente en disolucion y la solución acuosa resultante contiene compuestos pertenecientes a estos, por otro lado, los ácidos prolipróticos son los que tienen más de un hidrogeno ionizable, por lo que se disocian en más de una etapa y cada una tiene su propia dificultad y constante de ionización.

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El equilibrio químico tiene muchas aplicaciones en la industria alimentaria pues puede usarse para predecir lo que sucederá si se cambian las condiciones de algún producto.

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BIBLIOGRAFÍA • •

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