03_CEIT_PD_QUI

1 Educación Superior Abierta y a Distancia • Ingeniería en Logística y Transporte

Química Programa Desarrollado

Tercer Cuatrimestre División: Ciencias Exactas, Ingenierías y Tecnología

Química



SECRETARIA DE EDUCACIÓN PÚBLICA

Alonso Lujambio Irazábal

SECRETARIA DE EDUCACIÓN SUPERIOR

Rodolfo Tuirán Gutiérrez

PROGRAMA DE EDUCACIÓN SUPERIOR ABIERTA Y A DISTANCIA

COORDINACIÓN GENERAL

Manuel Quintero Quintero

COORDINACIÓN ACADÉMICA

Soila del Carmen López Cuevas

DISEÑO INSTRUCCIONAL

Alejandro Aguilar Rodríguez, Yhanga Rachel Rosas Sandoval

EVALUACIÓN Y ACREDITACIÓN DE PROGRAMAS EDUCATIVOS

Paulina de la Torre, Alicia Pérez Godínez, Yhanga Rachel Rosas Sandoval

AGRADECEMOS LA COLABORACIÓN EN EL DESARROLLO DE ESTE MATERIAL A:

QFB. José Luis Buendía Uribe

Secretaría de Educación Pública, 2011



Tabla de contenidos

I. INFORMACIÓN GENERAL DE LA ASIGNATURA

a. Ficha de identificación

b. Descripción

c. Propósito

II. COMPETENCIAS A DESARROLLAR

III. TEMARIO

IV. METODOLOGÍA DE TRABAJO

V. EVALUACIÓN

VI. MATERIAL DE APOYO

VII. DESARROLLO DE CONTENIDOS POR UNIDAD

a. UNIDAD 1

b. UNIDAD 2

c. UNIDAD 3

d. UNIDAD 4

e. UNIDAD 5



I. INFORMACIÓN GENERAL DE LA ASIGNATURA

a. Ficha de identificación

Nombre de la Licenciatura o Ingeniería: Logística y Transporte

Nombre del curso o asignatura Química

Clave de asignatura: 130910310, 140910310

Seriación:

Cuatrimestre: Tercero

Horas contempladas: 72

b. Descripción

La formación de profesionales a nivel licenciatura en el área de las Ingenierías requiere del apoyo de los principios y metodologías de la ciencia, en este caso de la Química, para explicar los procesos involucrados en sus campos laborales y desarrollar las competencias necesarias para el desempeño de una práctica profesional sólida y de alto nivel.

Esta asignatura se ubica en el segundo cuatrimestre de las carreras de Tecnología ambiental, Biotecnología y Energías renovables, y en el tercer cuatrimestre de la Ingeniería en Logística y Transporte y en ella se revisan los conceptos generales de la Química con la finalidad de adquirir las competencias propias de la materia, que les permita describir algunos fenómenos de la vida cotidiana como son la respiración, la digestión, la oxidación de metales, la combustión, entre otros. Para ello, se parte de un fenómeno natural para que con base en los principios de la química se analicen y expliquen sus causas y efectos.

De igual manera, es importante que los alumnos adquieran el lenguaje mínimo para poder comunicar los resultados de investigaciones desarrolladas en el área de la Química, así como desarrollar habilidades de búsqueda, selección y análisis de información para realizar una descripción bien fundamentada del fenómeno en estudio.

La asignatura de Química, también requiere de habilidades lógico-matemáticas y de pensamiento para la resolución de problemas, por lo que a lo largo del curso se realizarán ejercicios que involucran factores de conversión, algoritmos y diversas relaciones matemáticas, así como el uso de modelos micro y macroscópicos.

Para cumplir con este propósito es importante poner en práctica los competencias adquiridas en asignaturas antecedentes como: Estadística y Fundamentos de investigación, y asignaturas paralelas como: física, desarrollo sustentable y álgebra lineal, lo que permitirá sentar bases sólidas para el estudio de asignaturas subsecuentes como: Química analítica y Termodinámica, así como lograr los objetivos que se propone un perfil académico centrado en el autoestudio y la capacidad de generar, usar y difundir información de calidad en el campo de las ciencias, más aún, de plantear soluciones viables, derivadas del estudio puntual de los fenómenos químicos.



La asignatura está integrada por cinco unidades, las cuales tienen por título:

Unidad 1. Introducción a la química, se revisan los conceptos básicos de la química, su definición y relación con otras ciencias, así como su importancia en vida cotidiana. También se analizan las unidades de medida utilizadas en química, con base en el sistema internacional de unidades. Unidad 2. Estructura de la materia, se aborda el estudio de los principales modelos atómicos hasta llegar a la teoría cuántica y la organización de los elementos en la tabla, así como las principales propiedades periódicas. Unidad 3. Enlaces y nomenclatura química, aquí se revisan los diferentes tipos de enlace y su clasificación de acuerdo a los criterios establecidos por Pauling, también se analizan las reglas de la nomenclatura sistemática, para dar nombre y formular compuestos inorgánicos. Unidad 4. Química Orgánica; se aplican las reglas de nomenclatura establecidas por la IUPAC para identificar a los compuestos orgánicos, sus propiedades físicas y químicas, así como a las principales macromoléculas: carbohidratos, lípidos y proteínas. Unidad 5. Reacciones químicas; se analiza el concepto de mol como unidad fundamental de cantidad de sustancia y la reacción como principio de todo cambio químico, se estudia el balanceo de ecuaciones químicas y se realizan cálculos estequiométricos: mol-mol, mol-masa y masa-masa.

c. Propósito

La Química es una asignatura fundamental para la formación académica y profesional de los

estudiantes, que provee los conocimientos básicos sobre la estructura de la materia, para

comprender las propiedades físicas y químicas de los elementos, también permite mediante el

uso de modelos explicar fenómenos presentes en la naturaleza, así como la contaminación del

aire. Así mismo, la metodología científica utilizada en la asignatura, ofrece a los estudiantes la

posibilidad de desarrollar proyectos de investigación con buen término, mediante

planteamientos reales y asequibles.



II. COMPETENCIA(S) A DESARROLLAR

Competencia general:

Aplica los principios y fundamentos de la Química para predecir el comportamiento de la

materia mediante el uso de modelos micro y macroscópicos.

Competencias particulares:

Identifica los conceptos básicos de la química para ubicarlos dentro de su contexto

inmediato a través de la investigación.

Explica las propiedades de los elementos para predecir su comportamiento mediante

la representación de modelos físicos y químicos.

Determina el tipo de enlace para identificar las propiedades de compuestos químicos

de su entorno con base en las reglas de nomenclatura básica inorgánica.

Diferencia las propiedades de los compuestos orgánicos de su entorno analizando el

grupo funcional presente y aplicando las reglas de nomenclatura establecidas por la

IUPAC.

Calcula la materia involucrada en una reacción química para identificar la cantidad que

se transforma aplicando los principios de la ley de la conservación de la materia.

III. TEMARIO

Unidad 1. Introducción a la química

1.1. Papel de la química en la actualidad

1.2. Divisiones de la química

1.2.1. Disciplinas de la química

1.2.2. Componentes de la química orgánica y la inorgánica

1.2.3. Comportamiento de la materia

1.3. La materia

1.3.1. Definición de materia

1.3.2. Propiedades y clasificación

1.3.3. Separación de sustancias: decantación

1.4. Mediciones en la química

1.4.1. Unidades de medida

1.4.2. Unidades derivadas

Unidad 2. Estructura de la materia

2.1. Teorías atómicas

2.1.1. El uso de modelos en química

2.1.2. Modelos atómicos: Dalton, Thompson, Rutehrford, Bohr



2.1.3. Propiedades y características del átomo (número atómico, masa

atómica, isótopos)

2.2. Teoría cuántica

2.2.1. Orbitales atómicos y números cuánticos

2.2.2. Configuraciones electrónicas

2.3. Tabla periódica

2.3.1. Clasificación periódica de los elementos

2.3.2. Propiedades periódicas

Unidad 3. Enlaces y nomenclatura química

3.1. Tipos de enlaces

3.1.1. Enlace iónico

3.1.2. Enlace covalente

3.1.3. Enlace metálico

3.2. Formulación y Nomenclatura inorgánica

3.2.1. Óxidos, anhídridos, ácidos, hidróxidos y sales

Unidad 4. Química orgánica

4.1. Nomenclatura, propiedades físicas y químicas

4.1.1. Conceptos fundamentales

4.1.2. Alcanos, alquenos y alquinos

4.1.3. Alcoholes, esteres, tioles y aminas

4.1.4. Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres

4.1.5. Reacciones de adición, eliminación y sustitución

4.2 Macromoléculas

4.2.1 Carbohidratos

4.2.2 Lípidos

4.2.3 Proteínas

Unidad 5. Reacciones químicas

4.2. Balanceo de reacciones

4.2.1. Tipos de reacciones

4.2.2. Balanceo por ensayo y error

4.2.3. Balanceo redox

4.3. Estequiometria

4.3.1. Mol y masa molecular

4.3.2. Relación mol-mol

4.3.3. Relación masa-mol

4.3.4. Relación masa-masa



IV. METODOLOGÍA DE TRABAJO

La metodología de trabajo que se utilizará en la asignatura de Química es el

Aprendizaje Basado en Proyectos, por lo que a lo largo de la misma, se trabajarán

actividades que les permitan a los estudiantes llegar a implementarlo y evaluarlo. Se

pretende que los estudiantes apliquen de forma gradual los conceptos y habilidades

adquiridos.

Los estudiantes realizarán todas las actividades formuladas tanto individuales como

colaborativas, con la finalidad de alcanzar las competencias planteadas, utilizando el

foro para compartir sus opiniones, reflexiones, experiencias o dudas acerca de la

asignatura, la base de datos que les permitirá compartir sus trabajos con sus

compañeros, así como recibir comentarios. También llevarán a cabo experimentos que

les permitan su modelación y explicación a detalle. Dichas actividades están diseñadas

para que los estudiantes comprendan los fenómenos que ocurren en su entorno y sea

capaz de proponer soluciones a problemáticas mediatas en su vida profesional y

laboral. El Facilitador (a) tiene un papel importante pues se encargará de acompañar a

los estudiantes, así como de retroalimentar sus actividades.

Los estudiantes también contarán con un cuadernillo de ejercicios que les permitirá

ejercitar y afianzar los contenidos revisados a lo largo de la asignatura

El proyecto de investigación tiene como título general “Cuidando el ambiente” y

deberá centrarse en alguno de los siguientes temas:

• Convertidor catalítico

• Biocombustible

• Tratamiento del aceite de cocina

Para su realización se han programado cuatro etapas: Selección-Planteamiento,

Implementación y Evaluación. Cada una de ellas, será una evidencia que tendrá que

ser entregada al finalizar la unidad en la que se menciona.

Es importante señalar que el proyecto será hipotético, por lo que los modelos que se

establezcan en él, serán importantes para su evaluación.



El reporte final del proyecto se desarrollará a lo largo de la asignatura, con la finalidad

de que en cada etapa se vea enriquecida cada una de sus partes. A continuación, se

describen las etapas que integran el proyecto:

Unidad 2. Primera etapa. Selección

En esta etapa se selecciona el tema a desarrollar, así como la justificación del por qué

y la forma en que repercutirá en su vida profesional, para ello la evidencia constará de

los siguientes apartados:

• Título

• Objetivos

• Justificación del proyecto

• Marco teórico

• Referencias (formato APA)

Unidad 3. Segunda etapa. Planteamiento

Esta etapa se realiza el planteamiento del proyecto, se definen los materiales a utilizar,

los tiempos y se asignan los responsables de cada actividad. La evidencia deberá

contener los siguientes apartados:

• Desarrollo del proyecto

- Material y equipo

- Metodología

- Tratamiento de residuos

• Cronograma de actividades


Unidad 4. Tercera etapa. Implementación

De acuerdo a las observaciones realizadas por el facilitador, se desarrolla el proyecto

hasta obtener resultados. Como el desarrollo será hipotético, es importante que se



fundamente mediante la elaboración de modelos y diagramas que expliquen los

resultados esperados. La evidencia contará con las siguientes secciones:

• Resultados

• Análisis de resultados


Unidad 5. Cuarta etapa. Evaluación

En esta etapa se hace una evaluación global del proyecto, por parte de los alumnos y el

facilitador, para en caso de ser necesario repetir o hacer ajustes a alguna de los

apartados del proyecto. La evidencia final del proyecto será la entrega del reporte, que

deberá contener los siguientes apartados.

• Título

• Objetivos


• Marco teórico


- Material y equipo

- Metodología



• Resultados


• Conclusiones


Es importante que cumplas con todas las actividades programadas y la entrega de tu

proyecto en los tiempos señalados.



V. EVALUACIÓN

En el marco del Programa de la ESAD, la evaluación se conceptualiza como un proceso participativo, sistemático y ordenado que inicia desde el momento en que el estudiante ingresa al aula virtual. Por lo que se le considera desde un enfoque integral y continuo. Por lo anterior, para aprobar la asignatura, se espera la participación responsable y activa del estudiante así como una comunicación estrecha con su facilitador para que pueda evaluar objetivamente su desempeño. Para lo cual es necesaria la recolección de evidencias que permitan apreciar el proceso de aprendizaje de contenidos: declarativos, procedimentales y actitudinales. En este contexto la evaluación es parte del proceso de aprendizaje, en el que la retroalimentación permanente es fundamental para promover el aprendizaje significativo y reconocer el esfuerzo. Es requisito indispensable la entrega oportuna de cada una de las tareas, actividades y evidencias así como la participación en foros y demás actividades programadas en cada una de las unidades, y conforme a las indicaciones dadas. La calificación se asignará de acuerdo con la rúbrica establecida para cada actividad, por lo que es importante que el estudiante la revise antes realizarla. A continuación presentamos el esquema general de evaluación.

ESQUEMA DE EVALUACIÓN Foros y base de datos 10%

Taller y tareas 30%

E-portafolio. 50% Evidencias 40%

Autorreflexiones 10%

Examen final 10%

CALIFICACIÓN FINAL 100% Cabe señalar que para aprobar la asignatura, se debe de obtener la calificación mínima indicada por la ESAD.



VI. MATERIALES DE APOYO

Bibliografía básica

Brady, J. E. (2003). Química Básica principios y estructura. México: Limusa Wiley.

Carey, F. A. (2006). Química Orgánica, 6ª Edición. México: Ed. McGraw-Hill.

Chang, R. (2007). Química. México: McGrawHill.

Choppin, G. R., & Summerlin, L. R. (2004). Química. México: Mexico Publicaciones Culturales.

Dingrando, L. e. (2003). Química materia y cambio. Colombia: McGrawHill.

Fox, M. A. y Whitesell, J. K. (2000). Química Orgánica, 2ª Edición. México: Ed. Pearson Educación.

Hein, M. y. (2010). Fundamentos de Química . México: Cengage Learning.

Holum, J. (2009). Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica para ciencias de la salud. México: Limusa Wiley.

Kotz, J. C. (2005). Química y recatividad química. México: Thomson Learning.

McMurry, J. (2008). Química Orgánica. 7ª Edición. México: Ed. Cengage Learning.

Morrison, R. T. y Boyd, R. N. (1998). Química Orgánica, 5ª Edición. México: Ed. Pearson Educación.

Wade, L. G. Jr. (2004). Química Orgánica, 5ª Edición. Madrid: Ed. Pearson Prentice Hall.

Bibliografía complementaria

Aguilar Sahagún, G., Salvador, C. J., & Flores Valdés, J. (1997). Una ojeada a la materia.

México: Fondo de Cultura Económica.

Bulbulian, S. (1996). La radiactividad. México: Fondo de Cultura Económica.



VII. DESARROLLO DE CONTENIDOS POR UNIDAD

UNIDAD 1. Introducción a la Química

Propósito

En esta unidad se pretende introducir al (la) alumno(a) en el estudio de la química, saber la importancia que ésta tiene en nuestra vida, así como establecer las relaciones y el efecto que tiene con las demás ciencias. Por tanto, durante esta unidad, el (la) alumno(a):

Conocerá los conceptos básicos de la química. Distinguirá los diferentes elementos que la

componen. Diferenciará entre química orgánica e inorgánica.

Competencia específica

Identifica los conceptos básicos de la química para ubicarlos dentro

de su contexto inmediato a través de la investigación.

Presentación de la unidad

Alguna vez te has preguntado:

¿Qué es la química?

¿Cuáles son los elementos que la componen?

¿Cuál es su utilidad en la vida diaria?

En el mundo que nos rodea, y en nuestro propio organismo, se

producen constantemente transformaciones. El envejecimiento, la

combustión de una vela o el nacimiento de una estrella son

ejemplos de algunas de esas transformaciones.



Esos y cualquier otro tipo de cambios que sufra la materia de manera

interna, son objeto de estudio de las ciencias naturales, particularmente de

la química.

Algunos cambios químicos como la respiración, la fotosíntesis, la digestión

de los alimentos, la oxidación de una plancha de hierro o la formación de

los minerales en el interior de la Tierra, ocurren sin la intervención del ser humano.

En otros casos, son provocadas las condiciones para que ocurran los procesos, como al cocinar

un par de huevos y encender el fuego que los fríe, por ejemplo. También ocurren al prender el

motor del coche, al preparar pinturas o cerámica, o la mezcla de cemento y arena con agua

para pegar los ladrillos de un muro.

Aunque no lo distingamos, ejemplos como los anteriores son

resultado de la utilidad que la química tiene en nuestras vidas.

Sin embargo contestar qué es y cuáles son los elementos que

la componen son dos cuestionamientos que podrás averiguar

con el estudio de ésta y las subsecuentes unidades.

1. Introducción a la Química

“La ciencia es tan dañosa para los que no saben

aprovecharse de ella como útil a los otros”

Tales de Mileto

Desde la antigua Grecia existía el interés por saber de qué estaba compuesta la materia. El

filósofo griego Demócrito propuso el concepto

de átomo como la unidad más pequeña, y por lo

tanto indivisible, que existía. Este concepto no

surgió de la experimentación y menos de la

observación directa sino de la lógica y la razón.

Y no fue sino hasta el siglo XIX cuando quedó

demostrada su existencia.

Posteriormente surge la alquimia, “el arte sagrado”, como la denominaban los antiguos

alquimistas griegos.

http://148.247.220.10/contenidos/csba/file.php/8/moddata/scorm/60/01_QUI_Presentacion/01_QUI_Presentacion_p1.html



Está considerada desde la segunda mitad del siglo XIX como la fase prehistórica de la química

moderna*.

Los alquimistas fueron los primeros en poner símbolos a las

cosas y también ellos iniciaron el estudio y la

experimentación dentro de diferentes campos.

La transición de la alquimia como ciencia experimental abrió las puertas para el desarrollo de

la ciencia, la cual llegó a un punto en el que no era posible que

una sola persona asimilara todo ese conocimiento. Esto obligó a

los científicos a dividirla en campos específicos como el de la

física, la biología, y la química, entre otros.

La química, como toda ciencia natural, se basa en las

observaciones constantes, el registro de hechos reproducibles,

así como el estudio de los cambios y fenómenos que

experimentan los materiales.

Por lo anterior, es necesario conocer las partes que la componen, así como la clasificación y

propiedades de las sustancias y los elementos que intervienen en la composición de los

cuerpos.

La química es la ciencia que estudia las propiedades y

transformaciones de la materia a partir de los cambios que ocurren

en su composición atómica.

Su entendimiento exige un estudio equilibrado de por lo menos seis

áreas de aplicación:

• Experimentos

• Hechos

• Terminología

• Leyes

• Teorías

• Resolución de problemas.



Los (las) químicos(as) también se encargan de conocer las cantidades de energía que se

necesitan para producir cambios en las sustancias. La química es, por tanto, la ciencia de la

materia, la energía y los cambios que ésta experimenta, acompañados siempre de

transformaciones.

Actividad 1. Mapa conceptual: Los alquimistas

1. Elabora un mapa conceptual a partir de los siguientes planteamientos: o Define quiénes fueron los alquimistas. o Da ejemplos de sus aportaciones. o De sus descubrimientos ¿existe alguno que utilicemos en la actualidad?

2. Realiza la actividad en un documento de Word o PowerPoint, guárdalo con el nombre QUI_U1_A1_XXYZ. Sustituye las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.

3. Envíalo a tu Facilitador(a) y espera su retroalimentación.

Actividad 2. Foro: El método científico A continuación realizarás una actividad en colaboración con todos tus compañeros(as) de grupo. Participa en el foro El método científico. Para ello, realiza lo siguiente:

1. Investiga las generalidades del método científico, apóyate siempre de fuentes confiables.

2. Entra al foro y responde las siguientes preguntas: o ¿Qué es el método científico? o ¿Quién lo definió? o ¿Cuáles son los pasos que lo componen?

3. Revisa y comenta por lo menos dos de las aportaciones hechas por otros de tus

compañeros(as), a partir de sus respuestas busca mejorar, complementar o corregir tu participación.

4. Consulta la rúbrica del foro para conocer cómo se evaluará tu participación.



1.1. Papel de la química en la actualidad

Usos y papel de la química en el mundo actual.

Una vez resuelta la pregunta ¿Qué es la química? podríamos

preguntarnos cuál es papel que juega en el mundo actual, para lo

cual debemos hacer una reflexión sobre los usos que ésta tiene.

Procesos corporales

Los procesos corporales son químicos en su mayoría. Al respirar,

digerir, crecer, envejecer e incluso pensar, estamos funcionando

como reactores químicos ambulantes.

Aplicaciones prácticas

La Química, es una ciencia muy versátil con aplicaciones prácticas

para la vida la, como en la alimentación, el vestido, o la salud e

higiene.

Fabricación de productos

La química se encarga de fabricar todo tipo de productos,

por ejemplo: para combatir un virus (como en el caso de

la influenza) o fabricar algún tipo de gel como agente

desinfectante, o al momento de requerir calzado nuevo,

los materiales como el cuero, el caucho y el plástico, se

obtiene de procesos químicos.

Medio ambiente

La química obtiene del medio ambiente combustibles de

diversos orígenes, útiles en los procesos industriales, así como

conseguir metabolizar la energía solar como apoyo para el

control ambiental.

Estudio de materiales



La química ha tenido importantes avances en el estudio de materiales sobre todo con las

nuevas aplicaciones en la industria de la robótica, el desarrollo de la nanotecnología y los

materiales espaciales, también se puede observar este desarrollo en las pinturas, los aislantes,

así como en metales y aleaciones, etc.

Control de procesos

El conocimiento químico, como muestran la

literatura científica y el registro de patentes,

crece vertiginosamente.

La química no sólo descubre nuevos procesos,

sino que en todo momento intenta saber por qué

y cómo funcionan, y de qué manera pueden ser

mejorados y controlados

Ventajas y desventajas del uso de la química.

Como podemos ver, en cualquier actividad de nuestra vida se presenta la química. El

estudio y avance en las últimas décadas, ha permitido una mayor

aplicación y control de ella. Sin embargo, esto implica la existencia de

consecuencias, lamentablemente no todas benéficas.

Por ejemplo, la química se usa en la síntesis de insecticidas y pesticidas para el control y

erradicación de plagas en medios urbanos.

En medios rurales, específicamente en la agricultura, por un lado, se busca controlar los focos

de enfermedades como cucarachas, mosquitos, moscas,

pulgas, piojos, chinches y ratas, entre otras, cuya

erradicación beneficia la calidad de vida de los habitantes

de las ciudades. Sin embargo, esto ocasiona la

contaminación del medio ambiente. Los compuestos

químicos son difíciles de biodegradar, además, la gran

mayoría son cancerígenos o mutagénicos.

Ventajas y desventajas del uso de la química

En la agricultura sucede algo similar: estos compuestos, al aplicarlos en los campos de

cultivos, permiten un mayor rendimiento de la cosecha por la ausencia de plagas. Sin

embargo, también ocasionan la contaminación del suelo.

A su vez, estos compuestos con la lluvia bajan a los mantos freáticos contaminando los

cuerpos de agua y acidificando el suelo, entre otras consecuencias.



No es de extrañarse en los últimos años, el incremento de malformaciones en embriones o

mutaciones genéticas que desencadenan en cáncer propagándose en los medios rurales.

La pregunta es:

¿Cómo puede el hombre, mediante la química, evitar las complicaciones que se derivan

de su aplicación y de su uso?

La respuesta puede obtenerse si se combinan la química con otras disciplinas como la biología,

la física, las matemáticas, la genética, entre otras. Esto dará como resultado contar con

carreras en ingeniería como la de Biotecnología, Energías Renovables y Tecnología Ambiental,

con las cuales, se pretende que, además de hacer ciencia, se genere

tecnología que cuide y proteja el medio en el que vivimos.

Actividad 3. Foro: ¿Cómo se relaciona la química con mi carrera

profesional?

1. Lee el documento La química y la vida. 2. Discute y reflexiona en el foro la siguiente pregunta:

o ¿Qué aporta la química a tu formación profesional? 3. Comparte tus respuestas con tus compañeros(as) de grupo en el foro. 4. Comenta por lo menos dos de las aportaciones hechas por otros de tus

compañeros(as). 5. Consulta la rúbrica del foro para conocer cómo se evaluará tu participación.

1.2. Divisiones de la Química

Como se comentó anteriormente las ciencias se han ampliado de tal forma que sería muy complicado estudiarlas si no estuvieran claramente definidas.

Dentro de cada una de ellas existen ramas que nos ayudan a estudiar objetos específicos, en el caso de la química se divide de manera general del siguiente modo.

Además de la división anterior, existen otros campos más especializados y restringidos como el

de la electroquímica, la cinética química, o la termodinámica, entre otras. No obstante, y para

los fines de este curso, sólo nos remitiremos a la descripción citada en el esquema.



1.2.1. Disciplinas de la química

Química general: Maneja los principios básicos y fundamentales

que hacen referencia a la constitución y propiedades de la materia.

Estudia a grandes rasgos toda la química.

Química orgánica: También conocida como química del carbono,

es la rama de la química que estudia una clase numerosa de

moléculas que contienen carbono, las cuales forman enlaces

covalentes de carbono-carbono o carbono hidrógeno, conocidos

como compuestos orgánicos. El nombre tiene su origen en la

época en la que todos los compuestos del carbono se obtenían de

seres vivos. La química de compuestos sin carbono fue, por ende,

llamada química inorgánica. El nombre tiene su origen en la época en la que todos los

compuestos del carbono se obtenían de seres vivos La química de compuestos sin carbono,

fue, por ende, llamada química inorgánica.

Química Inorgánica: Se dedica al estudio de los d emás elementos

que no cuentan con carbono en su estructura, con excepción del

monóxido de carbono, dióxido de carbono, los carbonatos y

bicarbonatos.

Química Analítica: Estudia los métodos de identificación y

determinación de la cantidad de elementos presentes en todos

los compuestos.

Se subdivide en dos ramas:

o Análisis cualitativo: detecta los componentes que

forman parte de un material.

o Análisis cuantitativo: detecta qué cantidad de cada componente existe en un

material.

Bioquímica: Estudia los procesos químicos que tienen lugar en los seres

vivos.



Fisicoquímica: Se encarga de aplicar las teorías matemáticas y los

métodos de la física a las propiedades de la materia y al estudio de los

procesos químicos y a los cambios energéticos que los acompañan.

1.2.2. Componentes de la química orgánica y la inorgánica

La química orgánica y la química inorgánica son fundamentales para nuestro estudio y es por

eso que debemos conocer que las compone.

Compuestos orgánicos.

•Se consideran compuestos orgánicos aquellos que en su estructura básica de construcción

contiene una gran cantidad de átomos de carbono(C), hidrógeno (H), oxígeno (O), nitrógeno

(N), azufre (S),fósforo (P), halógenos (como el bromo) y en menor cantidad otros elementos.

•El número de compuestos conocidos supera los 10 millones, son de gran complejidad debido

al número de átomos que forman la molécula.

•Son “termolábiles”, es decir, resisten poco la acción del calor y se descomponen por debajo

de los 300ºC. Suelen quemarse fácilmente, originando CO2y H2O.

• Debido a la atracción débil entre las moléculas tienen puntos de fusión y ebullición bajos.

• La mayoría no son solubles en H2O (sólo lo son algunos compuestos que tienen hasta 4 o 5

átomos de carbono (C)). Son solubles en disolventes orgánicos como alcohol, éter, cloroformo,

y benceno.

•No son electrólitos.

• Reaccionan lentamente y de modo complejo.



Metano uno de los compuesto orgánicos más simples

Compuestos inorgánicos

•Sus moléculas pueden contener átomos de cualquier elemento, incluso carbono bajo la forma

de CO, CO2, carbonatos y bicarbonatos.

• Se conocen aproximadamente unos 500 000 compuestos.

•Son, en general, “termo estables”, es decir, resisten la acción del calor, y sólo se

descomponen a temperaturas superiores a los 700ºC.

• Tienen puntos de ebullición y de fusión elevados.

• Muchos son solubles en H2O y en disolventes polares.

• Fundidos o en solución son buenos conductores de la corriente eléctrica (son llamados

electrólitos).

• Las reacciones que originan son generalmente instantáneas, mediante reacciones sencillas e

iónicas.

Molécula de agua



Actividad 4. Conceptos básicos

Tomando como referencia lo que has estudiado y junto con tus compañeros(as) de grupo,

realiza lo siguiente:

Identifica los conceptos básicos de los temas que has revisado.

Elabora una lista de las palabras que desconozcas y que consideres importantes para

el estudio de la asignatura.

Define en la wiki los conceptos que seleccionaste. No olvides citar las fuentes que

consultes para buscar la información.

1.3. La Materia

Es momento de adentrarnos en la química, lo que verás a continuación son los conceptos

básicos que te ayudarán a lo largo de toda tu carrera. Pon atención al siguiente esquema.

1.3.1. Definición de materia

"La materia es cualquier cosa que ocupa un lugar en el espacio y que

tiene masa. La materia es cualquier cosa que se puede ver y tocar

(como el agua, la tierra y los árboles) o no (como el aire). Así cada

cosa en el universo tiene una relación 'química'." (Chang, 2006).



Ley de la conservación de la masa

“La masa total permanece constante durante un cambio químico (reacción

química)”

Lavoisier aplicó la ley de la conservación de la masa a una serie de experimentos, demostró

que cuando un material se quema, un componente del aire (al cual denomino oxígeno) se

combina químicamente con el material.

1.3.2. Propiedades y clasificación

Todas las sustancias poseen un conjunto de características y propiedades que las diferencian de otras, no es lo mismo el agua que la sal, el aire, el mercurio, la lana y todos las demás sustancias.

Cada una tiene propiedades que las distingue por el color, la temperatura de fusión o de congelamiento, la densidad, y la viscosidad, etc. Todas ellas se componen de materia, por lo que es necesario conocer sus propiedades para identificarlas.

Veamos a continuación sus propiedades.

Propiedades químicas

Son aquellas características que se aprecian cuando la materia cambia de composición y

estructura de manera irreversible, bien sea por sí misma o por la acción de otras sustancias,

para formar otros materiales. Las propiedades químicas son intrínsecas a la materia.

Propiedades físicas Pueden observarse sin que haya cambio alguno en la composición de la materia, son

intrínsecas y entre las que podemos citar tenemos: el punto de ebullición, el color, la dureza, la

densidad, el punto de fusión, la conductividad térmica, el peso específico y la conductividad

eléctrica. Algunas de éstas dependen de condiciones, como la temperatura y la presión en las

que se miden.



Como sabemos, existen tres estados o formas de agregación de la materia: el estado sólido, el

líquido y el gaseoso (el plasma* a veces se considera como un cuarto estado de la materia).

Estas tres formas se conocen como estados de la materia o simplemente estados físicos que

una sustancia puede presentar.

Por ejemplo el hielo (agua sólida) se calienta y se funde (agua líquida) y cuando hierve se

vuelve vapor (agua gaseosa). Aunque el agua cambie su estado físico, su composición es

constante y no cambia sus propiedades químicas de manera irreversible.

Los cambios de los estados de la materia se pueden observar en el siguiente diagrama.



Reacciones químicas: precipitación

En química se llama precipitado a

una sustancia sólida que se forma

en el interior de una disolución. En

esta experiencia vamos a ver cómo a

partir de una reacción química

obtenemos un precipitado.

Realicemos algunos experimentos

para ver algunas reacciones

químicas de precipitación. Avanza a

la siguiente pantalla.

Experimento de reacción de precipitación Paso 1 ¿Qué vamos a ver? En este experimento vamos a obtener precipitados a partir de productos caseros. En realidad, vamos a observar cómo la caseína (proteína contenida en la leche) precipita en un medio ácido. La leche es una mezcla de proteínas, lípidos y glúcidos en un medio acuoso. Entre las proteínas disueltas en la leche, la más importante es la caseína. Cuando esta proteína se encuentra en un medio ácido se produce su desnaturalización, tiene lugar una reacción química que altera su estructura, y deja de ser soluble en agua lo que provoca que precipite.

http://148.247.220.10/contenidos/csba/file.php/8/moddata/scorm/60/13_QUI_1_3_2/QUI_1_3_2_p3.html



En el experimento vamos a ver cómo al poner la leche en contacto con diversos medios ácidos se produce la precipitación de la caseína. Paso 2 Material que vas a necesitar: • Vaso pequeño o copa • Un papel de filtro (de los que se utilizan para el café) • Leche • Refresco de cola • Agua tónica • Vinagre • Limón

Paso 3 Experimento 1 • Pon un poco de leche en una copa o en un vaso pequeño. • Añade unas gotas de vinagre. Observa bien lo que ocurre. • Deja el vaso con su contenido en reposo durante un tiempo. ¿Qué observas? • Separa ahora el sólido del líquido utilizando un filtro (también sirve un trapo o un pañuelo). • ¿Qué observas? ¿Qué propiedades tiene el sólido obtenido? • Haz anotaciones, compara tus resultados con tus compañeros(as) de grupo. • Si tienes dudas apóyate en tu Facilitador(a) para resolverlas.

Paso 4 Experimento 2 • Repite la experiencia anterior haciendo reaccionar la leche con otras sustancias: refresco de cola, agua tónica, zumos, etc. Paso 5 Sigue experimentando Puedes seguir investigando otras sustancias que tengan la propiedad de hacer precipitar la

caseína de la leche.

Clasificación de la materia

Sustancia

• La sustancia es una forma de materia que tiene una composición definida (constante)

y propiedades características.

• Algunos ejemplos son el agua, el amoniaco, el azúcar (sacarosa), el oro y el oxígeno,

las sustancias difieren entre sí en su composición y pueden identificarse por su

apariencia, olor, sabor y otras propiedades (Chang, 2006).



Elemento

Un elemento es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por

medios químicos.

Hasta la fecha se han identificado 115 elementos, de los cuales 83 se encuentran en

forma natural en la Tierra. Los demás se han obtenido por medios científicos a través

de procesos nucleares (Chang, 2006)

Se representan mediante símbolos de una o dos letras. La primera letra siempre es

mayúscula, pero la siguiente siempre es minúscula. Por ejemplo, Co es el símbolo del

elemento Cobalto, mientras que CO es la fórmula de la molécula monóxido de

carbono.

Los símbolos de algunos elementos derivan de sus nombres en latín, por ejemplo, Au

de aurum (oro), Fe de ferrum (hierro) y Na de natrium (sodio), pero la mayoría derivan

de su nombre en inglés.

Compuesto

Los compuestos sólo pueden separarse en sus componentes puros por medios

químicos.

Los átomos de la mayoría de los elementos pueden interactuar con otros para formar

compuestos. Por ejemplo, el agua se forma por la combustión del hidrógeno gaseoso

en presencia de oxígeno gaseoso.

El agua tiene propiedades muy diferentes de aquellas de los elementos que le dieron

origen, está formada por dos partes de hidrógeno y una parte de oxígeno. En

consecuencia el agua es un compuesto, una sustancia formada por átomos de dos o

más elementos unidos químicamente en proporciones definidas.

Mezcla • Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la cual las sustancias

conservan sus propiedades características. Algunos ejemplos familiares son el aire, las

bebidas gaseosas, la leche y el cemento.

• Las mezclas no tienen una composición constante, por tanto, las muestras de aire

recolectadas de varias ciudades probablemente tendrán una composición distinta

debido a sus diferencias en altitud y contaminación, entre otros factores.

• Cualquier mezcla ya sea homogénea o heterogénea se puede formar o separar en sus

componentes originales por medios físicos, sin cambiar la identidad de dichos

componentes.

Mezclas homogéneas: En una mezcla homogénea la composición de la mezcla es igual en toda la solución. Por

ejemplo disolver una cucharada de azúcar en un vaso con agua. Si calentamos y evaporamos la

disolución de agua con azúcar, quedará el azúcar como sólido en el fondo del vaso y

condensando el agua por otro lado, de tal manera quedarían separados las dos sustancias

originales.



Mezcla Heterogéneas:

En una mezcla heterogénea la composición no es igual, los componentes de la mezcla pueden

distinguirse fácilmente. Por ejemplo si mezclamos cacahuates con ajonjolí, para separarlos

podríamos hacerlo con un colador de cocina.

Actividad 5. Métodos de separación de las mezclas

1. Investiga los métodos de separación de las mezclas. 2. Elabora un mapa conceptual de los métodos en Word o PowerPoint.

o Define cuántos métodos existen y para qué se utilizan. o Proporciona al menos tres ejemplos de cada uno.

3. Guarda tu documento con el nombre QUI_U1_A5_XXYZ. Sustituye las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.


1.3.3. Separación de sustancias: decantación

Experimento de decantación

Ahora que conoces los métodos de separación de las mezclas y separación de sustancias

vamos a realizar un experimento de decantación propuesto por Ma. José Pozo (Pozo, Ma. José.

(2001). El rincón de la ciencia. IES Europa, Rivas Vaciamadrid. Consultado el 27 de noviembre

de 2010 en: http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/rincon.htm)

Paso 1

La decantación es un método que se utiliza para separar dos líquidos que no son miscibles, por

ejemplo, agua y aceite. En esta experiencia vamos a ver cómo podemos fabricar un embudo de

decantación en nuestras casas.

Paso 2

¿Qué necesitamos?

• Agua y aceite

• Una botella de agua mineral, de plástico, cortada por la mitad.

• Un alfiler

• Tijeras

Paso 3

¿Cómo se prepara el embudo de decantación?

• Corta la botella por la mitad, utilizando unas tijeras.



• Tomando la mitad superior, aprieta el tapón y clava un alfiler en el centro (del tapón).

Si está muy duro o te cuesta trabajo puedes calentar un poco el alfiler. Pero no mucho,

porque el alfiler tiene que quedar clavado sin holgura.

• La parte inferior de la botella sirve como recipiente para recoger el líquido separado.

• Coloca el embudo como se ve en la figura. Si no tienes soporte puedes apoyar la parte

superior de la botella (embudo) en la inferior.

Paso 4

¿Cómo hacemos la decantación?

• Prepara en un vaso una mezcla de agua y aceite y agítala bien.

• Vierte la mezcla en el embudo y espera hasta que las dos partes estén bien separadas,

una encima de otra.

• Coloca el embudo encima del recipiente de recogida y quita el alfiler.

• El agua comenzará a gotear, más o menos lentamente en función del tamaño del

agujero.

• Cuando acabe de caer el líquido cambia el recipiente de recogida y puedes empezar a

recoger el segundo componente de la mezcla.

1.4. Mediciones en la química

Medir es la comparación de una magnitud física (la que se mide) con una unidad de medición (la establecida internacionalmente).

En química se manejan unidades básicas de medida que nos permiten realizar mediciones

precisas. En 1964, la Oficina Nacional de Patrones adoptó el Sistema Internacional de

Unidades (SI) el cual se basa en siete unidades fundamentales que aparecen en la Tabla 1.

Todas las demás unidades se desprenden de éstas.



Sistemas decimales métrico y SI

Los sistemas métrico y SI son sistemas decimales en los cuales se emplean prefijos para

indicar fracciones (submúltiplos) y múltiplos de diez. En todas las unidades de medida se

utilizan los mismos prefijos.

Las distancias y masas de la Tabla 2 ilustran el uso de algunos prefijos y la relación entre ellos.

Tabla 2 Prefijos comunes utilizados en los sistemas métrico y SI

Prefijo Abreviatura Significado Ejemplo

mega- M 106 1 megámetro (Mm)=1 X

106 m

kilo-* k 10³ 1 kilómetro (km)=1 X

10³m

deci- d 10-¹ 1 decímetro (dm)=1 X

10-¹ m

centi-* c 10-² 1 centímetro (cm)=1 X

10-² m

mili-* m 10-³ 1 miligramo (mg)= 1 X

10-³ g

micro-* µ** 10-6 1 microgramo( )= 1 X

10-6g

nano-* N 10-9 1 nanogramo (ng)= 1 X

10-9 g

pico- p 10-12 1 picogramo (pg)= 1 X

10-12 g

* Estos prefijos son de uso común en química. ** Ésta es la letra griega µ



1.4.1. Unidades de medida

Masa

Es la cantidad de materia que contiene un cuerpo. En el sistema SI, la unidad fundamental de

masa es el kilogramo (Tabla), y es igual a 2.2 libras, y una libra (lb) es igual a 0.4536 kg.

Longitud

• Es la unidad patrón de longitud (distancia) en los sistemas métricos y SI.

• El metro se define como la distancia que recorre la luz en el vacío en 1/299,792,468

segundos.

• Para las longitudes extremadamente pequeñas empleadas en química se tiene el nanómetro

(nm; 1 nanómetro = 10-9m) o el picometro (pm; 1 picométro = 10-12 m).

Tiempo

• La unidad fundamental es el segundo (s), al combinar la unidad con los prefijos mili-, micro-,

nano- y pico-, se crean unidades adecuadas para realizar mediciones de eventos muy rápidos,

milisegundos, microsegundos, etc.

•El tiempo requerido para los procesos químicos más rápidos es de alrededor de

picosegundos.

Temperatura

•Es la medida de la velocidad media del movimiento de átomos o moléculas en una sustancia o

combinación de sustancias en un momento dado.

•Su definición se complica debido a que un cuerpo u objeto puede estar caliente o frío

dependiendo del medio ambiente en que se mida.

•Un termómetro es un instrumento para medir la temperatura. El tipo común consiste en un

capilar de vidrio que contiene mercurio, el tubo tiene una escala en casi toda su longitud, que

marca los grados en este caso grados Celsius.

•El cuadro presenta las fórmulas para realizar las conversiones a las diferentes escalas.



1.4.2. Unidades derivadas

Ahora que conoces las unidades fundamentales, procedamos a conocer las unidades

derivadas. Estas contienen unidades fundamentales combinadas como volumen, densidad,

área, velocidad, aceleración, fuerza, presión y energía, entre otras. La siguiente tabla muestra

las más usadas en química.

Magnitud Definición de la magnitud Unidad SI

Área Longitud al cuadrado m²

Volumen* Longitud al cubo m³

Densidad** Masa por unidad de volumen kg/m³

Velocidad Distancia recorrida por unidad de

tiempo m/s

Aceleración Cambio de velocidad por unidad de

tiempo m/s²

Fuerza Masa por aceleración de un objeto kg • m/s² (= newton,

N)

Presión Fuerza por unidad de área kg/(m s² (= pascal,

Pa)

Energía Fuerza por la distancia recorrida kg • m²/s² (= joule,

J)

*Volumen es la longitud elevada al cubo y su unidad en el SI es m³. En el sistema métrico, los volúmenes suelen medirse en litros o mililitros. Un litro (1 L) es un decímetro cúbico (1 dm³) o 1000 centímetros cúbicos (1000 cm³). Un mililitro (1 ml) es 1 cm³.

**Densidad de un objeto es igual a su masa por unidad de volumen y se puede expresar como: donde:

d" es la

densidad, "m" es la masa y "V" es el volumen.



Autoevaluación

Es momento de comprobar los conocimientos y las habilidades desarrolladas con el estudio de esta unidad. Para ello, contesta el cuestionario de autoevaluación.

Evidencia de aprendizaje. Importancia de la química en la

actualidad Para concluir la Unidad 1 elabora un ensayo sobre la importancia de la química en la actualidad.

1. Investiga en libros, revistas e Internet información sobre el tema. 2. Analiza y sintetiza la información tomando de cada una de las fuentes lo más

relevante. 3. Realiza en un archivo de Word tu ensayo y desarrolla los siguientes apartados:

Título Introducción Desarrollo del tema (con los subtítulos que se estimen convenientes)

a. Argumentación sobre la importancia del uso de la Química en la ciencia.

b. Aplicación de la Química en el desarrollo tecnológico. Conclusiones personales Referencias (utilizar el formato APA)

*La extensión máxima del ensayo será de dos cuartillas, con letra Arial 11 e interlineado de 1.5. El ensayo al menos debe contener en su referencias dos libros, dos revistas y una página Web (respaldada por alguna institución educativa). *Si necesitas recordar cómo se realiza un ensayo descarga el siguiente artículo titulado El ensayo.

4. Guarda el documento en formato Word con el nombre QUI_U1_EU_XXYZ. Sustituye las XX por las primeras dos letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu archivo no debe pesar más de 4 MB.

5. Envía tu documento a tu Facilitador(a) para obtener la retroalimentación correspondiente.

6. Descarga la escala para conocer los criterios de evaluación de la Evidencia de aprendizaje.

Cierre de la Unidad Hemos visto como la química se ha desarrollado a partir de la

época antigua y ha llegado al siglo XIX con los principales

descubrimientos y avances. Su consolidación se ve plasmada en

el siglo XX con la ayuda de la tecnología, lo cual, para este siglo

XXI, augura un porvenir vertiginoso de nuevos avances.

Para estudiar química es necesario tomar en cuenta sus



características, la forma de trabajar con ella, emplear el método científico, y, sobre todo, utilizar su lógica y no aprenderla de memoria.

El aprendizaje del lenguaje químico te abrirá las puertas de este mundo del comportamiento de la materia y de sus cambios acercándote al conocimiento científico.

Fuentes de consulta

Bibliográficas

Andrés, Dulce María. et ál. (2008). Física y Química 1o Bachillerato. España: Editex.

Garritz, Andoni. (1998). Química. México: Pearson Educación.

Lacreu, Aramendía, Aldabe. (1999). Química 1: Fundamentos. Buenos Aires: Ediciones Colihue.

Martín Reyes, Guillermina (2004). Breve historia de la alquimia. España: Fundación Canaria Orotava de la Historia de la Ciencia.



Unidad 2. Estructura de la materia

Propósito

En esta unidad revisarás los modelos que han sido utilizados para comprender la estructura

del átomo; además, reconocerás sus principales componentes subatómicos y analizarás la

importancia que tienen para definir las propiedades físicas y químicas de los elementos que

han permitido su organización en la tabla periódica.


Explica las propiedades de los elementos para predecir su comportamiento mediante la

representación de modelos físicos y químicos.

Presentación de la Unidad

Como viste en la primera unidad, todo lo que nos rodea es materia: los alimentos, el vestido, el

aire que respiramos e inclusive nosotros; pero, alguna vez te has preguntado:

¿Cómo está constituida la materia?

¿Todas las sustancias están constituidas por estructuras semejantes?

¿Por qué las propiedades físicas y químicas de las sustancias son diferentes?

Para responder a éstas y otras preguntas, los científicos a lo largo de la historia realizaron una

gran cantidad de experimentos que les ayudaron a revelar el enigma de la composición y

comportamiento de la materia. Estos conocimientos han permitido el desarrollo de tecnologías

que en la actualidad hacen nuestra vida más fácil, como la televisión, el horno de microondas,

la computadora, el teléfono celular, etc. De igual manera, se han aplicado a la detección y

tratamiento de enfermedades malignas, como el cáncer. También ha sido la base para la

perfección de materiales aplicados a la industria del vestido, automotriz y aeronáutica, entre

otras.

Antes de iniciar con la unidad es importante que consideres que a partir de ésta, comenzarás a

desarrollar un proyecto de investigación y deberás elegir alguno de los siguientes temas a

desarrollar, relativos a problemáticas ambientales: convertidor catalítico, biocombustible y

tratamiento de aceite de cocina, por lo que en cada unidad deberás entregar avances del

mismo.

El proyecto está dividido en cuatro diferentes etapas que deberás trabajar a lo largo de la

asignatura:

Información y selección

Planificación



Implementación

Evaluación

De igual manera, considera que al término de tu proyecto, deberás entregar un reporte del

mismo, que incluya los siguientes aspectos:

• Título

• Objetivos


• Marco teórico


- Material y equipo

- Metodología



• Resultados


• Conclusiones


En la última unidad, deberás evaluar tu proyecto. En esta etapa, tu Facilitador (a) hará una

última revisión y te enviará sus observaciones para que, en caso necesario, hagas las

modificaciones pertinentes.

2.1. Teorías atómicas

La composición de la materia ha sido, a lo largo de la historia, una pregunta constante que

llevó a filósofos e investigadores a observar detenidamente la naturaleza y a realizar una serie

de experimentos, con la finalidad de dar respuesta a esta cuestión.

En este tema revisarás los principales modelos atómicos que permitieron comprender la

estructura del átomo, así como las características y ubicación de las partículas subatómicas.

Los filósofos griegos fueron los pioneros en tratar de elucidar este misterio y así por el año 440

a.C., Empédocles afirmó que toda la materia se componía de cuatro “elementos”: tierra, aire,

agua y fuego. Posteriormente, Demócrito, entre 470-370 a.C., supuso que si cortaba un tipo de

materia en pedazos cada vez más pequeños, iba a llegar un momento en que llegaría hasta una

partícula indivisible, a la que llamó átomo. Sin embargo, esta hipótesis fue refutada por



Aristóteles (384-322 a.C.) quien apoyó y desarrolló la teoría propuesta por Empédocles. Tanta

fue la influencia de Aristóteles que su teoría dominó el pensamiento de científicos y filósofos

hasta principios del siglo XVII (Dingrando, 2003).

Figura 1. Elementos básicos de la materia (Aristóteles)

Actividad 1. Foro: Dudas sobre Química

Este foro tiene la finalidad de que compartas tus dudas de la asignatura de manera general y

estará abierto a partir de esta Unidad.

Participa en el foro de dudas, de la siguiente forma:

1. Expresa las dudas que te hayan surgido en la Unidad 1, acerca de los temas

relacionados con la asignatura.

2. Comparte, en todo momento, tus inquietudes relacionadas con la materia.

3. Comenta por lo menos dos de las aportaciones hechas por otros de tus compañeros y

a partir de sus respuestas busca mejorar, complementar o corregir su aportación.

4. Tu Facilitador(a) retroalimentará tu participación.

2.1.1. El uso de modelos en Química

Imagina que recibes un regalo y te piden que adivines su contenido, sin abrir la caja. ¿De qué

manera podrías saber lo que hay dentro, si no puedes observarlo ni tocarlo? Probablemente

realizando una serie de actividades te ayudaría a imaginar lo que hay en la caja, como agitarla,

rotarla, escuchar los sonidos del objeto, tratar de percibir algún olor, el tipo de

desplazamiento, etc. Después de obtener algunos datos quizás estarías en posibilidad de

formarte una imagen o un modelo del objeto que hay en la caja de regalo ¿pero qué tan cierto

o errado será tu imagen o modelo del objeto? Eso lo podrías corroborar simplemente abriendo

la caja.

De igual manera, los científicos interesados en conocer la estructura de la materia se

enfrentaron a dificultades iguales o semejantes. Hoy día sabemos que la unidad estructural de

la materia son los átomos, los cuales son tan pequeños que no ha sido posible que sean

observados o tocados directamente, por lo que se han realizado estudios indirectos de sus

manifestaciones para obtener datos que permitan construir un modelo que los describa.



Veamos ahora un ejemplo claro de la utilización de un modelo para explicar lo que sucede en

un fenómeno estudiado por la Química.

El comportamiento de los gases se basa en una serie de leyes, en las que se establecen las

relaciones entre diferentes variables como la presión, el volumen y la temperatura. La Ley de

Boyle nos indica la relación que existe entre la presión y el volumen al mantener constante la

temperatura. Observa la siguiente animación y responde ¿Qué sucede con el volumen de un

gas al disminuir la presión?

Ahora observa la gráfica que explica el mismo fenómeno y responde la misma pregunta.

Los modelos nos permiten formar imágenes concretas de conceptos abstractos o de objetos minúsculos o muy lejanos para ser observados. Los científicos desarrollan modelos para explicar cosas que no pueden ver directamente. Los modelos están basados en construcciones mentales y teorías que, si son apropiadas, pueden verificar y predecir una gran cantidad de datos experimentales.



Como podrás apreciar, ambos modelos (animación y gráfica) nos ayudan a comprender la

correlación existente entre las variables presión y volumen, es decir, se observa una relación

inversamente proporcional; esto es, al disminuir la presión el volumen aumenta y viceversa, al

incrementar la presión, el volumen decrece. Esto se constata matemáticamente con la

ecuación establecida por el mismo Boyle:

V α 1/P, T = constante

P1V1 = P2V2

Es importante advertir la diferencia entre una ley y un modelo (teoría). Mientras una ley

resume el comportamiento del fenómeno, el modelo explica el comportamiento observado.

Esto significa que las leyes son permanentes, en tanto que las teorías suelen presentar

deficiencias y con el tiempo, pueden modificarse o bien descartarse.

Así es como a lo largo de la historia se han propuesto modelos del átomo, los cuales al explicar

ciertos fenómenos han sido aceptados, pero al no responder a nuevas interrogantes se ha

visto la necesidad de cambiarlos por otros más elaborados.

Antes de continuar, para comprender mejor la importancia del uso de los modelos realiza las

siguientes actividades:



Actividad 2. El uso de modelos. Cambios de estado.

Realiza el experimento que se plantea en el documento Cambios de estado y observa los

cambios que se presentan. Explica cada uno de ellos utilizando un modelo.

1. Descarga el documento Cambios de estado y efectúa lo que se te solicita.

2. Guarda tu reporte con la siguiente nomenclatura QUI_U2_A2_XXYZ. Sustituye las XX

por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido

paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno.


Actividad 3. Importancia del uso de modelos

Con base en los resultados y las conclusiones obtenidas en la actividad 2, realiza lo siguiente:

1. Reflexiona y comparte con tus compañeros(as) la importancia que tienen los modelos para explicar los fenómenos estudiados por la Química.

2. Comenta por lo menos dos de las aportaciones hechas por los (las) demás y, a partir

de sus respuestas busca mejorar, complementar o corregir su aportación.


4. Consulta la Rúbrica de foro para conocer cómo se evaluará tu participación.

2.1.2. Modelos atómicos: Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr

Con la llegada del Renacimiento, la ciencia dio un giro trascendental, pasando de las simples

observaciones a la experimentación, poniendo en duda los puntos de vista aristotélicos, hasta

ese entonces dominantes.

Muchos investigadores propusieron modelos para tratar de explicar el comportamiento de la

materia. En aquel entonces se sabía que muchas sustancias cristalinas presentan un

ordenamiento regular, lo que hizo pensar a los investigadores en que se componían de una

gran pila de partículas “como si fueran balas de cañón”; también pensaban que la sal se

disolvía en el agua, porque el líquido no era continuo, es decir, poseía espacios vacíos. El olor

de los perfumes se puede detectar a grandes distancias, porque pequeñas partículas viajan a

través del aire. Éstas y otras observaciones hicieron pensar a los investigadores en la existencia

de partículas diminutas como unidades estructurales de la materia, retomando de esta manera

la idea del atomismo.

Así, en el año de 1808, John Dalton, un científico inglés, basándose en las ideas de Demócrito y

en sus estudios sobre numerosas reacciones químicas, formuló una hipótesis sobre la



estructura de los átomos, imaginándolos como partículas extremadamente pequeñas e

indivisibles. Con base en este modelo estableció los siguientes postulados:

1. Toda la materia se compone de partículas pequeñas llamadas átomos.

2. Los átomos de un elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades

químicas.

3. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de otros elementos.

4. Los compuestos están formados por más de un elemento. En cualquier compuesto la

relación del número de átomos entre dos elementos siempre es un número entero.

5. En una reacción química se observa una separación, combinación o reordenamiento de

los átomos, pero nunca su creación o destrucción.

Estudios posteriores demostraron que algunas de las conclusiones de Dalton no eran del todo

ciertas, pues hoy sabemos que los átomos no son indivisibles ya que contienen partículas

subatómicas (protón, neutrón y electrón); además que aún los átomos de un mismo elemento

varían en sus masas (isótopos), como mas adelante veremos.

Figura 2. Modelo atómico de Dalton

La teoría de Dalton, a pesar de sus imprecisiones y evidentes errores, resultó de suma

importancia, ya que por primera vez los químicos manejaban conceptos nuevos, se



cuantificaron los átomos, se concretó el concepto de elemento, se determinó que la formación

de un compuesto tiene lugar siguiendo unas leyes claras (ley de las proporciones constantes y

ley de las proporciones múltiples), se comprobó también que las sustancias reaccionan entre sí

en cantidades fijas “equivalentes” (Ley de las proporciones recíprocas) y permitió representar

esquemáticamente la disposición de los átomos de un compuesto.

Otra de las razones por las que el átomo de Dalton no cubría las necesidades, además de la

indivisibilidad, era debida a que no explicaba la naturaleza eléctrica de la materia. Por ello, una

gran cantidad de investigadores inició experimentos para tratar de elucidar este enigma.

El desarrollo de las subsiguientes teorías atómicas se debió en gran medida a la invención de

nuevos instrumentos. Por ejemplo, el tubo de Crookes, el cual consistía de un tubo de vidrio

con dos placas metálicas en su interior que funcionaba como electrodos y una llave que

permitía extraer la mayor parte del aire, gracias a la bomba de vacío. Al hacer pasar una

corriente eléctrica entre los electrodos, se observaba un haz de luz que viajaba del cátodo al

ánodo, por lo que fueron llamados rayos catódicos.

Figura 3. Tubo de Crookes

Hacia 1897 Joseph John Thomson comprobó que los rayos catódicos están formados por

partículas con carga negativa, logrando medir el cociente entre la masa de dicha partícula y su

carga negativa. En 1911, Robert Andrews Millikan logró medir el valor de la carga

correspondiente a las partículas de los rayos catódicos, por lo que se pudo determinar su

masa: resultó ser 1,837 veces menor que la masa del átomo más sencillo, el hidrógeno.

Masa del electrón = 9.1 x 10-28 g = 1/1837 masa de un átomo de hidrógeno

En 1891, George Johnstone Stoney había sugerido el nombre de “electrón” para las posibles

partículas elementales causantes de los fenómenos eléctricos, por lo que se aceptó dicho

nombre para las partículas de los rayos catódicos. La primera partícula subatómica había sido

descubierta: el electrón.



¿Sería el electrón la partícula fundamental de la electricidad? En 1902 se dio respuesta a esta

pregunta. Philipp Eduard Anton Lenard, demostró que los metales cuando son iluminados con

luz ultravioleta emiten electrones (Efecto fotoeléctrico), por lo que estaba claro que los

electrones formaban parte del átomo.

Con base en los resultados de sus experimentos, Thomson propone otro modelo en el que

establecía que el átomo consistía de una esfera con carga positiva distribuida de manera

uniforme y dentro de la cual se encontraban partículas negativas, los electrones, como si

fueran las pasas de un pastel.

Figura 4. Modelo atómico de Thomson

El modelo atómico de Thomson, no duró por mucho tiempo, pero su importancia radica en

que gracias a él se pudo corroborar que el átomo no era indivisible, como lo había indicado

Dalton.

El descubrimiento de los rayos catódicos y de los rayos X llevó a investigar el fenómeno de la

fluorescencia (emisión de luz por sustancias previamente iluminadas con luz solar). Por tal

motivo, Henri Becquerel, estudiando la supuesta luminosidad de las sales de uranio, se dio

cuenta de que estas sustancias emitían radiación aun cuando no habían sido expuestas a la luz

solar. En definitiva, los cristales de sales de uranio emitían una radiación penetrante en todo

momento. Pierre y Marie Curie encontraron que los elementos Uranio y Torio (conocidos en

ese entonces) producían este tipo de radiación y le dieron el nombre de radiactividad a este

fenómeno.

Estudiando las interacciones de las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos, en

campos magnéticos y eléctricos se comprobó que existen tres tipos de radiaciones:

El descubrimiento de los rayos catódicos, los electrones, condujo a la invención de uno de los desarrollos tecnológicos y sociales más importantes del siglo XX: la televisión. Las imágenes de la televisión y del monitor de la computadora se forman cuando la radiación del cátodo golpea las sustancias químicas generadoras de luz que recubren la parte posterior de la pantalla.



Rayos alfa (α): partícula de masa equivalente a cuatro átomos de hidrógeno y doble

carga positiva.

Rayos beta (β): formados por electrones muy rápidos.

Rayos gamma (γ): No tienen masa ni carga; son ondas parecidas a los rayos X pero con

mucha menor longitud de onda (mucha más frecuencia y, por tanto, más energéticos).

En el año de 1911 un físico neozelandés Ernest Rutherford, decidió utilizar la radiactividad

para demostrar la estructura de los átomos, propuesta por Dalton. Para ello, bombardeó una

lámina de oro con partículas alfa (α). ¿Qué esperarías que sucediera si el átomo es compacto

según Dalton? Observa la animación del experimento que realizó Rutherford y constata tu

respuesta.

Rutherford pudo apreciar que la mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin

desviarse de su trayectoria recta; aunque de vez en cuando, algunas partículas si se desviaban

y en algunos casos regresaban rechazadas hacia la fuente radiactiva. Con base en estas

observaciones, Rutherford llega a la conclusión de que la mayor parte del átomo debe ser

espacio vacío. Esto explica porqué la mayoría de las partículas α atravesaron la placa de oro

con muy poca o ninguna desviación. Rutherford propuso que las cargas positivas de los átomos

estaban concentradas en un conglomerado central del átomo que denominó núcleo. Cuando

una partícula alfa pasaba cerca del núcleo en el experimento, actuaba sobre ella una gran

fuerza de repulsión, lo que originaba una gran desviación. Más aún, cuando una partícula α

incidía directamente sobre el núcleo, experimentaba una repulsión tan grande que se invertía

completamente su trayectoria. Las partículas positivas concentradas en el núcleo

posteriormente fueron llamadas protones (Chang, Química, 2007).



De esta manera es que Rutherford propone un nuevo modelo atómico, en el que establece

que el átomo tiene un núcleo central donde se concentra la masa y es de carga positiva, y

girando alrededor de éste se encuentran los electrones, como un pequeño sistema planetario,

tal y como se aprecia en la animación siguiente:

En principio, el modelo de Rutherford, contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, las

cuales establecían que las cargas de signos contrarios se atraen, además de que una carga

eléctrica en movimiento debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo

que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría.

Así mismo, no podía explicar las diferencias de masa existentes entre los diferentes elementos,

por lo que propusieron la existencia de una tercera partícula, el neutrón, descubierto por

James Chadwick en 1932 al bombardear una lámina de berilio, y a la que dio ese nombre

debido a su naturaleza neutra (Brady, 2003).

Sin embargo, a principios de la década de 1900, los científicos habían observado que ciertos

elementos emiten luz visible al ser calentados con una llama. El análisis de la luz emitida reveló

que el comportamiento químico de un elemento se relacionaba con el ordenamiento de los

electrones en sus átomos.

Antes de continuar, recordemos que la luz visible es un tipo de radiación electromagnética,

como los son los rayos X, las ondas de radio, los microondas, infrarrojos y rayos gamma, como

se muestra en la figura del espectro electromagnético.



Figura 5. Espectro electromagnético

Como sabemos, la luz viaja en forma de ondas, las cuales están compuestas de crestas y valles,

que presentan una serie de características como longitud de onda, frecuencia, amplitud y

velocidad. La longitud de onda, representada por λ, se mide de cresta a cresta o de valle a valle

y, usualmente se expresa en metros, centímetros o nanómetros (1nm = 1x10-9 m). La

frecuencia, V, es el número de ondas que pasa por un punto dado en un segundo, “ondas por

segundo” (1/s) o (s-1).

La amplitud de una onda, se refiere a la altura de la onda desde el origen hasta una cresta o

valle (Holum, 2009).

Figura 6. Esquema de una onda electromagnética

Las ondas electromagnéticas, viajan a una velocidad de 3.00x108 m/s en el vacío. Debido a que

la velocidad de la luz es un valor universal importante, tiene su propio símbolo: c. Por lo que la

velocidad de la luz es el producto de su longitud de onda (λ) por su frecuencia (V).

c = λV

Cada una de los elementos emite una radiación característica que lo identifica, a una cierta

longitud de onda. Dichas radiaciones son descompuestas en otras radiaciones para su estudio,

dando lugar a los espectros atómicos. El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas

que corresponden cada una a una longitud de onda.



Figura 7. Espectro de absorción y emisión

Al estudiar el espectro de emisión del átomo de hidrógeno, se pudo apreciar que era

discontinuo; es decir, está constituido sólo por ciertas frecuencias de luz, lo cual no pudo

explicar el modelo de Rutherford.

En el año de 1913, un científico danés llamado Niels Bohr, basándose en los trabajos de

Rutherford, propuso un modelo cuántico para el átomo de hidrógeno, que explicaba

claramente su espectro. Este modelo establecía una serie de principios, entre los que

destacan:

1. El electrón se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo, obedeciendo las leyes de

la mecánica clásica.

2. Si el electrón se mueve en una órbita permitida, no radia energía. La energía del átomo se

mantiene constante.

3. Un átomo radia energía cuando el electrón cambia de una órbita permitida a otra.

Por lo tanto, si un electrón pasa de una órbita a otra más cercana al núcleo, emite una onda

electromagnética cuya energía es igual a la pérdida de energía del electrón al realizar el salto.

Es decir, para que un electrón salte de una órbita más cercana al núcleo, donde su energía vale

E1, a otra más alejada, donde su energía vale E2, debe absorber una cantidad de energía igual

a su diferencia:

E2 – E1 = hV



Con el modelo de Bohr se pudo explicar la formación de las líneas del espectro de absorción

del hidrógeno.

Figura 8. Líneas espectrales del Hidrógeno.

Por su parte, Johann Balmer descubrió una ecuación que describe la emisión y absorción del

espectro del átomo de hidrógeno (como se aprecia en la figura 9):

1 / l = 1.097 x 107 (1 / 4 - 1 / n2) donde n = 3, 4, 5, 6, ...



Figura 9. Series espectrales de Balmer

El modelo atómico de Bohr permitía explicar perfectamente el espectro del átomo de

hidrógeno y encajaba perfectamente con las experiencias de Rutherford. Pero los avances

técnicos en los espectroscopios pronto harían ver que era necesario ampliar el modelo.

Actividad 4. Principales teorías atómicas

Con la información revisada hasta este momento y con la ayuda de libros e Internet, realiza, de

manera individual y junto con tus compañeros de equipo, un resumen de las principales

teorías atómicas, sus aportaciones y limitaciones.

Trabajo individual

Una vez que revisaste los principales modelos atómicos, realiza lo siguiente:

1- Analiza y selecciona la información más importante, indicando las aportaciones y

limitaciones de cada uno de ellos. Puedes completar la información revisando los

libros sugeridos en la bibliografía.

Trabajo colaborativo

El (la) Facilitador (a) se encargará (a) de asignarte el equipo con el que trabajarás.



1. Realicen un resumen en la wiki, acerca de los modelos atómicos señalando el nombre

del investigador, aportaciones y limitaciones.

2. Por equipo, redacten una conclusión en la que indiquen el modelo que consideren más

importante y argumenten sus razones.

*Cuiden que su redacción sea clara y sin errores ortográficos.

Actividad 5. Contaminantes ambientales

1. Investiga cuáles son los principales contaminantes del aire, así como las reacciones

químicas que les dan origen. Indica los principales efectos que causan al ambiente y

los seres vivos.

2. Utilizando alguno de los modelos atómicos representa cada uno de los contaminantes,

al igual que sus reacciones.

3. Realiza una tabla en Word o Excel en la que incluyas toda la información antes

señalada.

4. A manera de comentario, responde ¿cuál ha sido la importancia de la evolución de los

modelos atómicos?

5. Guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U2_A5_XXYZ. Sustituye las

XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido

paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no

deberá pesar más de 4MB.

6. Envíalo a tu Facilitador (a) y espera la retroalimentación, efectúa los cambios

necesarios y sube nuevamente tu documento.

2.1.3. Propiedades y características del átomo (número atómico,

masa atómica e isótopos)

Recordemos que los elementos son sustancias puras que no pueden ser descompuestas en

otras más sencillas, y por lo tanto contienen un sólo tipo de átomos. La composición

estructural de cada tipo de átomo define las propiedades físicas y químicas características de

cada sustancia. Por ello, es importante conocer la estructura atómica de cada elemento.

Debido a que la naturaleza de los átomos al encontrarse en estado elemental es neutra, es

decir, no contiene cargas eléctricas, es fácil deducir que contiene el mismo número de

protones y electrones. Así, el potasio (K) contiene 19 protones y por lo tanto 19 electrones. A

este número de protones o electrones se ha denominado número atómico (Z) (Holum, 2009).

Por otra parte, como toda la materia, las partículas también tienen masa, pero ésta es tan

pequeña que manejarla en la escala de gramos sería complicado, por lo que los químicos han

creado una unidad especial llamada unidad de masa atómica (uma).



Esta unidad permite expresar en forma más sencilla las masas de protones, neutrones y

electrones. Como podrás apreciar en la tabla 1, los protones y los neutrones tienen una masa

real muy cercana, y por convención a esta cantidad se le ha asignado el valor de 1.0 uma;

mientras que el electrón tiene una cantidad tan pequeña (1/1836 veces la masa del protón),

que su valor no modifica considerablemente la masa relativa de los átomos. Por lo tanto, la

masa de un átomo va a estar determinada por el número de protones y neutrones (Dingrando,

2003). A la suma de protones y neutrones se le conoce como número de masa (A) del átomo.

Partícula

subatómica

Masa real (g) Masa relativa

(uma)

Protón 1.672x10-24 1

Neutrón 1.674x10-24 1

Electrón 9.109x10-28 0 Tabla 1. Masas reales y relativas de las partículas subatómicas

Por ejemplo, retomando los conceptos de número atómico y número de masa, tenemos que:

El sodio (Na) con número atómico 11 y número de masa 23, contiene: 11 protones, 11

electrones y 12 neutrones.

El calcio (Ca) cuyo número atómico y número de masa son 20 y 40, respectivamente, contiene:

20 protones, 20 electrones y 20 neutrones.

El número atómico y el número de masa son características que definen las propiedades físicas

y químicas de los elementos, como veremos más tarde.

A pesar de que todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones y

electrones, su número de neutrones puede variar. Por ejemplo, existen tres tipos de átomos

para el hidrógeno; los tres tienen un número atómico 1 y poseen 1 protón (y por tanto un

electrón); sin embargo, el primero de ellos tiene un número de masa 1, el segundo 2 y el

tercero 3 (figura 10). Estos átomos con el mismo número de protones y electrones pero con



diferente número de neutrones se denominan isótopos. El primer isótopo del hidrógeno,

llamado protio, tiene sólo un protón en cada átomo y no tiene neutrones. El segundo isótopo,

llamado deuterio tiene un protón y un neutrón. Finalmente, el tercer isótopo contiene 1

protón y 2 neutrones (Chang, Química, 2007).

Figura 10. Isótopos del hidrógeno

De igual manera, los isótopos del litio contienen 3 protones y 3 electrones de acuerdo con su

número atómico, y varían en su número de neutrones, tal y como se aprecia en la figura 11.

Figura 11. Isótopos del litio

En la naturaleza los elementos se encuentran constituidos por átomos de sus diferentes

isótopos, por lo que para determinar su masa real se debe considerar el porciento de

abundancia de cada uno de ellos. Por ejemplo, la masa real del cloro es de 35.453 uma. El cloro

existe de manera natural como una mezcla de aproximadamente 75% del isótopo cloro- 35 y

25% del isótopo cloro-37. La masa real de un átomo de cloro se calcula sumando los productos

de porciento de abundancia de cada isótopo multiplicado por su masa atómica relativa (Chang,

Química, 2006), como se muestra en la figura 12.



Figura 12. Calculo de la masa relativa del cloro, de acuerdo al porciento de abundancia de sus isótopos en la

naturaleza

Esta masa real del átomo es lo que se conoce como masa atómica. Afortunadamente para

nosotros, las masas atómicas de los elementos existentes ya están dadas y se encuentran

reportadas en la tabla periódica, que más adelante revisaremos.

El estudio de los isótopos, especialmente los radiactivos, ha traído grandes beneficios a la

humanidad, tales como la detección y tratamiento de algunas enfermedades como el cáncer.

Ahora te invitamos a realizar las siguientes actividades para ahondar un poco más en el tema.

Actividad 6. Partículas subatómicas

Retomando los conceptos de número atómico y número de masa, indica el número de electrones, protones y neutrones, en los átomos de los elementos.

A continuación, efectúa lo que se te solicita:

1. Tu Facilitador(a) te hará llegar una serie de elementos, de los cuales tendrás que

indicar su número atómico, masa atómica, número de protones, electrones y

neutrones.

2. Realiza una tabla en Word o Excel, describiendo el símbolo, número atómico, masa

atómica y número de protones, electrones y neutrones.





4. Al finalizar envía tu documento a tu Facilitador (a) y espera su retroalimentación.

Actividad 7. Utilidad actual de los isótopos

Participa en el foro, indicando la importancia y aplicaciones de los isótopos en la vida actual.

1. Descarga el documento Las aplicaciones de la radiactividad.

2. Lee detenidamente el capítulo IX: Las aplicaciones de la radiactividad.



3. Posteriormente participa en el foro, indicando la importancia y aplicaciones de los

isótopos en la vida actual. ¿Te imaginas nuestro planeta sin el descubrimiento de estos

elementos? ¿Cómo sería?

4. Señala la importancia que ha tenido el desarrollo del conocimiento en los avances

tecnológicos.

5. Comenta por lo menos dos de las aportaciones hechas por otros de tus

compañeros(as) y a partir de sus respuestas busca mejorar, complementar o corregir

su aportación.

*Tu Facilitador(a) retroalimentará tu participación.

6. Consulta la Rúbrica de foro para conocer cómo se evaluará tu participación.

2.2. Teoría cuántica

Hasta este momento podríamos pensar que el átomo está constituido básicamente de un

núcleo y tres partículas subatómicas, tal y como lo estableció Bohr a principios del siglo XX

(Dingrando, 2003). Sin embargo, este modelo no responde del todo al comportamiento de las

sustancias, ya que funcionaba perfectamente para explicar el átomo de hidrógeno, más no así

otros elementos.

Para comprender la distribución de los electrones en el modelo actual del átomo, se revisarán

a lo largo de este tema los trabajos de algunos investigadores que contribuyeron al desarrollo

del mismo; se analizará la forma en la que los electrones se distribuyen en los diversos niveles

y subniveles del átomo, mediante la realización de configuraciones electrónicas.

Bohr establecía que los electrones se localizaban en niveles de energía bien definidos, lo que

contradecía las evidencias experimentales, pues en aquella época se conocían los espectros de

absorción y emisión de algunos elementos, que reflejaban claramente que los electrones de un

mismo nivel poseían diferentes energías. Para explicar este fenómeno, Sommerfeld, en el año

de 1915, realiza algunas mejoras al modelo apoyándose en la teoría relativista de Albert

Einstein. Sommerfeld llega a la conclusión de que no sólo existen niveles de energía en el

átomo, sino también subniveles, lo que explicaba la variación de energía de los electrones

(Chang, Química, 2007).



Figura 13. Modelo atómico de Bohr-Sommerfeld

Sin embargo, aún con las afirmaciones de Sommerfeld no se podía demostrar

experimentalmente la distribución de los electrones en el átomo. Esto, toda vez que al estar

viajando en órbitas de energía bien definidas, se podría conocer simultáneamente la posición y

velocidad del electrón, lo cual resultaba imposible (principio de incertidumbre de Heisemberg).

En el año de 1926, el físico austriaco Erwin Schrödringer (1887-1961), basándose en los

trabajos de Luis De Broglie sobre la dualidad de la materia, dedujo una ecuación que trataba al

electrón como onda y no como partícula. La ecuación de onda de Schrödringer es demasiado

compleja y todas sus soluciones se conocen como función de onda. Lo más importante es que

la solución de la función de onda da como resultado un espacio particular alrededor del núcleo

en la que se puede localizar al electrón, una región tridimensional llamada orbital atómico o

subnivel de energía (Dingrando, 2003).

2.2.1. Orbitales atómicos y números cuánticos

Debido a que el límite de un orbital atómico es confuso y no tiene un tamaño exactamente

definido, sus áreas se han calculado con base en el 90% de probabilidad de localizar al electrón

en esa región. En otras palabras, el electrón pasa 90% de su tiempo dentro del espacio

definido y 10% fuera de él.

Para describir la distribución de los electrones, la mecánica cuántica precisa de cuatro números

cuánticos. Estos números se derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödringer,

y son: el número cuántico principal (n), el número cuántico azimutal o del momento angular (l),



el número cuántico magnético (m) y el número cuántico de spín (s). Los primeros tres números

describen a los orbitales atómicos e identifican a los electrones que están dentro, y el cuarto

número describe el comportamiento de los electrones en los átomos (Dingrando, 2003).

El número cuántico principal (n) establecido por Bohr, nos indica el nivel de energía en el que

se localiza el electrón; puede tomar valores enteros de 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7.

El número cuántico azimutal o del momento angular (ł) expresa el subnivel de energía o

“forma” de los orbitales. Los valores de ł dependen del valor del número cuántico principal, n.

Para cierto valor de n, ł tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta n-1. Para n = 1,

el valor de ł será 0, ya que ł = n - 1 = 1 – 1 = 0. Si n = 2, ł puede tomar los valores 0 y 1. Si n = 3,

ł puede tener tres valores: 0, 1 y 2. El valor de ł se designa con las letras s (sharp), p (principal),

d (diffuse) y f (fundamental).

Valor de ł 0 1 2 3

Nombre del

orbital

s p d f

Cada uno de los valores de ł representa una forma del orbital y su orientación en el espacio, es

decir, cuando ł = 0 sólo existe una posible forma y orientación del orbital, que es la esférica.

Cuando ł = 1, existen tres posibles formas y orientaciones del orbital; cuando ł = 2 las

orientaciones se incrementan a 5, así como sus formas; y finalmente, si ł = 3, las formas y

orientaciones se incrementan a 7, tal y como se muestra en la figura 14.

Figura 14. Formas de los orbitales atómicos s, p y d



El número cuántico magnético (m) describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de

un subnivel, el valor de m depende del valor que tenga el número cuántico del momento

angular, ł. Los valores de m, serán de – ł, pasando por cero hasta + ł. Es decir, si ł vale 0, m = 0;

pero si l toma el valor de 1, m tendrá los valores +1, 0, -1.

El número cuántico de espín (s) indica el giro del electrón, ya que dos electrones pueden estar

juntos en un orbital sólo cuando giran en sentidos opuestos; esto permite anular sus campos

magnéticos y no repelerse debido a sus cargas eléctricas. Los valores de s, pueden ser: +½ y -½.

2.2.2. Configuraciones electrónicas

Retomando los postulados de la teoría cuántica, sabemos ahora que el átomo contiene niveles

y subniveles de energía (orbitales atómicos). Cada nivel de energía, como lo estableció Bohr,

con su número cuántico principal, tiene capacidad para un número específico de electrones de

acuerdo con la fórmula 2n2, como se muestra a continuación:

Nivel de energía

(valor de n)

Capacidad de

electrones (2n2)

Subniveles de

energía

Forma de

orbitales

1 2 1 s

2 8 4 s,p

3 18 9 s, p, d

4 32 16 s, p, d, f

Y como cada orbital sólo tiene cabida para dos electrones, el nivel 1 requiere de un orbital s

para acomodar sus dos electrones; el segundo nivel requiere 4 orbitales (uno s y tres p) para

alojar a 8 electrones; el tercer nivel 9 orbitales (uno s, uno p y uno d); el cuarto nivel 16

orbitales (uno s, uno p, uno d y uno f), y así sucesivamente (Hein, 2010).

Para comprender mejor el acomodo de los electrones en el átomo, se han establecido las

configuraciones electrónicas, las cuales muestran la ubicación de los electrones en los orbitales

de los diferentes niveles y subniveles de energía.

El orden en el que se van llenando los niveles y subniveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s,

3d, 4p, etc. Como se puede apreciar, no hay un orden sistemático, ya que existe traslape de

algunos niveles y subniveles de energía y por tanto de sus orbitales atómicos como ocurre con

4s y 3d. Sin embargo, para hacer simple el llenado de los orbitales se ha establecido un

esquema denominado regla de las diagonales (figura 15); para ello se debe seguir

atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha se podrá ir

completando los orbitales con los electrones en forma correcta (Hein, 2010).



Figura 15. Regla de las diagonales

Por lo tanto, para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

Conocer el número atómico (Z) del elemento.

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel

más cercano al núcleo (n = 1).

Respetar la capacidad máxima de cada orbital (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Para ejemplificar esto, tomemos al litio; este elemento tiene un número atómico igual a 3 (Z =

3) y por lo tanto contiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con

dos electrones que tendrán distinto espín (s). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es

el siguiente con menor energía, resultando la configuración electrónica siguiente:

3Li = 1s2 2s1

En ésta, el coeficiente representa el valor de n (nivel de energía), la letra el valor de l, el

subnivel y forma del orbital (forma s) y los exponentes al número de electrones (figura 16).

Figura 16. Significado de las configuraciones electrónicas

Veamos otros ejemplos: el calcio y el bromo con números atómicos 20 y 35, respectivamente,

tendrían las siguientes configuraciones electrónicas:



20Ca = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

35Br = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Cada uno de los electrones se va acomodando en los orbitales de los diferentes niveles y

subniveles de energía, de tal manera que el átomo se va formando de capas y capas de áreas

energéticas que cubren al núcleo (figura 17).

Figura 17. Modelo mecánico cuántico del átomo

Comparemos ahora la configuración electrónica de los elementos con números atómicos de 1

a 4:

1H = 1s1

2He = 1s2

3Li = 1s2 2s1

4Be = 1s2 2s2

Como te habrás dado cuenta, al incrementarse el número atómico también lo hace el número

de electrones. De tal manera, la configuración electrónica de un átomo a otro varía en un

electrón. A este electrón se le conoce como electrón diferencial, ya que diferencia un átomo

de otro al variar el número atómico; dicho de otra manera, es el último electrón que se va

agregando al construir la configuración electrónica del átomo siguiente (Chang, Química,

2007).

Actividad 8. Configuraciones electrónicas

En esta actividad desarrollarás configuraciones electrónicas de diversos elementos, indicando

los electrones de valencia, el nivel y subnivel de energía en el que se localizan.

1. El Facilitador (a) te proporcionará una serie de 10 elementos, de los cuales

investigarás su número atómico.

2. Con base en el número atómico de cada elemento y aplicando la regla de las

diagonales, desarrolla la configuración electrónica de cada uno de ellos.

3. Indica el nivel y subnivel en el que se localizan los electrones de valencia, así como su

número.







5. Al finalizar la actividad envía tu archivo al Facilitador (a) y espera su retroalimentación.

2.3. Tabla periódica

Al mismo tiempo que se elucidaba la estructura de los átomos, se descubrían nuevos

elementos. A principios del siglo XIX, la cantidad de elementos era tal que muchas veces

resultaba difícil su estudio, por lo que era necesario encontrar un sistema que permitiera

ordenarlos y clasificarlos de acuerdo con sus características.

En este tema se revisan los trabajos que permitieron el ordenamiento de los elementos en la

tabla periódica, así como las características de este documento para describir las propiedades

físicas y químicas de las sustancias.

Muchos fueron los intentos para clasificarlos, pero en 1869 el ruso Dimitri Mendeleiev y el

alemán Lothar Meyer, publicaron en forma independiente ordenamientos periódicos de los

elementos con base en sus masas atómicas, observando que esta clasificación permitía

agrupar a los elementos con propiedades físicas y químicas semejantes. Sin embargo, la tabla

no era del todo correcta. Ordenar los elementos por masa atómica originó que varios de ellos

se colocarán en grupos con propiedades diferentes. En el año de 1913, el químico inglés Henry

Moseley descubrió que los átomos de cada elemento tienen un número único de protones en

sus núcleos, siendo el número de protones igual al número atómico del átomo (Chang,

Química, 2006). Al organizar los elementos en orden ascendente de número atómico y no en

orden ascendente de masa atómica, como lo había hecho Mendeleiev y Meyer, se

solucionaron los problemas de ordenamiento de los elementos, lo cual dio origen a la actual

tabla periódica (figura 18).



Figura 18. Tabla periódica de los elementos.

Este nuevo ordenamiento de la tabla periódica permitió clasificar a los elementos de acuerdo

con sus propiedades físicas y químicas semejantes.

De manera general agrupa a los elementos en metales y no metales, localizando a los metales

del lado izquierdo y a los no metales en el derecho. En la tabla periódica se aprecia esta

separación mediante una línea escalonada que va del boro al astato. Los elementos cercanos a

esta línea tienen características de ambos grupos por lo que se han denominado metaloides. El

único elemento que sale de esta primera clasificación es el Hidrógeno, el cual es un gas y se

encuentra del lado de los metales en la tabla periódica, esto obedece a que sus propiedades

químicas son semejantes a este grupo (Dingrando, 2003).

2.3.1. Clasificación periódica de los elementos (familias y

períodos)

De igual manera, la tabla periódica ordena a los elementos en columnas verticales llamadas

grupos o familias y en filas horizontales llamados períodos.

Los elementos que pertenecen a un grupo o familia están agrupados de esta manera ya que

contienen el mismo número de electrones en el nivel y subnivel de energía más externos; a

estos electrones se les conoce como de valencia y son estos los que determinan de forma



preponderante la química de un átomo. Puesto que todos los elementos de un mismo grupo

de la tabla periódica tienen el mismo número de electrones de valencia, su comportamiento

químico es muy parecido. Por ejemplo, todos los elementos del Grupo IA tienen la estructura

electrónica externa ns1, y por tanto un electrón de valencia (Holum, 2009).

1H = 1s1

3Li = 1s2 2s1

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1

19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Varios de los grupos de la tabla periódica tienen nombres por familia, debido a su

comportamiento químico característico o a su utilidad. Por ejemplo, los miembros del grupo

IA, se conocen como metales alcalinos; los del grupo IIA, metales alcalinotérreso, etc., como se

muestra en la tabla 2.

Grupo Nombre Elementos

IA IIA VA VIA VIIA VIIA IB

Metales alcalinos Metales alcalinotérreos Pnicógenos (“formadores de gases sofocantes”) Calcógenos (“formadores de yeso”) Halógenos (“formadores de sal”) Gases nobles (gases inertes o gases raros) Metales de acuñación

Na, K, Rb, Cs y Fr Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra N, P, As, Sb, Bi O, S, Se, Te, Po F, Cl, Br, I, At He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Cu, Ag, Au

Tabla 2. Nombres de algunas familias de la tabla periódica de acuerdo a sus propiedades químicas y usos (Brown, 1991)

De manera contraria, las propiedades de los elementos varían en un período. Como ya

mencionamos, los elementos se dividen en dos categorías: metales y no metales. De izquierda

a derecha, a lo largo de cualquier período, las propiedades físicas y químicas de los elementos

cambian en forma gradual de metálicas a no metálicas (Hein, 2010).

2.3.2. Propiedades periódicas

Como te habrás dado cuenta, las propiedades de los elementos varían en un período y se

vuelven a repetir o son semejantes al regresar al grupo o familia; a este acomodo se le conoce

como periodicidad (Brady, 2003), y a ello obedece el nombre de tabla periódica. Para conocer

mejor las propiedades y comportamiento de los elementos, se estudian sus propiedades

periódicas; en nuestro caso nos centraremos en las relacionadas con los electrones, ya que

como recordarás es la base de la química de los átomos.

Cada átomo atrae a sus electrones con diferente fuerza hacia su núcleo. De primera instancia,

podríamos pensar que al incrementarse el número de orbitales, el tamaño de los átomos lo

haría de igual manera; sin embargo, esto no es así. Se ha observado que el radio atómico



disminuye al incrementarse el número atómico en un período, y en una familia crece al

desplazarnos hacia abajo (figura 19).

Figura 19. Variación de radio atómico en grupos y períodos

La variación de radio atómico en grupos y períodos nos lleva a deducir que los electrones

periféricos están más expuestos en los metales, que en los no metales. Es decir, los metales

tienden más fácilmente a perder sus electrones de valencia que los no metales. Dicho de otra

manera, la energía necesaria para arrancar un electrón de un metal será menor que la utilizada

en un no metal (Brady, 2003). Esta propiedad periódica se conoce como electronegatividad, y

se define como la medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones.

Como es de esperarse, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de un

período de la tabla, y en cada grupo, disminuye al aumentar el número atómico (Dingrando,

2003). Los valores de electronegatividad (figura 20) fueron dados por Linus Pauling en el año

de 1932, y nos ayudan a predecir y comprender algunas de las propiedades de las sustancias.

Figura 20. Valores de electronegatividad establecidos por Linus Pauling

Finalmente podemos decir que los átomos de los elementos menos electronegativos tenderán

a perder electrones respecto a los elementos más electronegativos, los cuales tenderán a

ganarlos. De manera general, los metales adquirirán cargas positivas al perder sus electrones y



los no metales, cargas negativas al adquirirlos. Esta carga eléctrica adquirida, al ganar o perder

electrones, es lo que se conoce como número o estado de oxidación (Kotz, 2005). De manera

general, los elementos de un grupo o familia tenderán a ganar o perder el mismo número de

electrones, ya que tienen igual número de electrones de valencia, y por tanto adquirirán la

misma carga eléctrica o número de oxidación (figura 21).

Figura 21. Números de oxidación más comunes de los elementos de acuerdo a su electronegatividad

La tabla periódica (figura 21), cuyo ordenamiento de los elementos se basa en su número

atómico, se ha convertido en una herramienta significativa para el trabajo de los químicos,

pues permite comprender y pronosticar las propiedades de los elementos, y conocer su

estructura atómica. Por ejemplo, al analizar los elementos que constituyen una sustancia

química, fácilmente podemos deducir sus propiedades al ubicarlos en la tabla periódica. El

cloruro de sodio (NaCl) o sal común, está constituido por los elementos sodio y cloro; el

primero se ubica en el grupo IA, es un metal y es un elemento de baja electronegatividad que

tenderá a perder electrones; por el contrario, el cloro es un no metal que se ubica en el grupo

VIIA y es un elemento muy electronegativo que ganará electrones (figura 13). Por lo tanto, el

sodio tendrá un número de oxidación 1+ y el cloro 1-.

Actividad 9. Uso de la tabla periódica

Para esta actividad retomarás las fórmulas químicas de los contaminantes del aire e indicarás

el período y grupo o familia a la que pertenece cada uno de los elementos constituyentes, la

naturaleza metálica o no metálica, así como su valor de electronegatividad.

1. En un archivo de Word o Excel, elabora una tabla de datos en la que se indiquen las

fórmulas de los contaminantes del aire.

2. Indica cada uno de los elementos que integra la fórmula de los diferentes

contaminantes ambientales.

3. Haciendo uso de la tabla periódica, señala de cada elemento: la familia, periodo,

naturaleza metálica o no metálica y el valor de electronegatividad que les

corresponde.



4. A manera de conclusión, responde ¿cuál es la importancia de utilizar adecuadamente

la tabla periódica, así como la información contenida en ella?





6. Envíalo a tu Facilitador (a) y espera la retroalimentación.

Autoevaluación

Es momento de comprobar los conocimientos y las habilidades desarrolladas con el estudio de esta unidad. Para ello, contesta la autoevaluación que se te presenta.

Evidencia de aprendizaje Información. Selección y planteamiento del Proyecto de investigación: Cuidando el medio ambiente. Al finalizar la asignatura deberás entregar un proyecto de investigación, el cual debe estar relacionado con alguno de los siguientes temas:

Convertidor catalítico

Biocombustible

Tratamiento del aceite de cocina 1. El primer avance del proyecto consta de la Selección y Planteamiento del Proyecto.

Realiza lo siguiente:

Elige uno de los tres proyectos que se proponen.

Justifica el tema del proyecto que elegiste. *Argumenta tu justificación e incluye la bibliografía que utilices.

2. Una vez que hayas argumentado por qué elegiste alguno de los temas, efectúa lo que

se indica a continuación:

Realiza en un archivo de Word un reporte de tu proyecto, desarrollando los apartados siguientes:

o Título o Objetivo o Justificación del proyecto o Marco teórico



-Utilizar mínimo tres autores que sustenten tu trabajo. Estos deben ser tomados de libros, revistas o páginas Web (respaldadas por instituciones educativas o de investigación). -Incluir la bibliografía en formato APA

*El Facilitador (a) indicará el formato para presentar el reporte del proyecto.

3. Guarda tu reporte con el nombre QUI_U2_EU_XXYZ. Sustituye las XX por las primeras dos

letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu archivo no debe pesar más de 4 MB.

4. Envía tu documento a tu Facilitador (a) para obtener la retroalimentación correspondiente.

5. Consulta la Escala de evaluación para conocer los criterios de evaluación de la evidencia de aprendizaje.

Cierre de la Unidad

A lo largo de esta Unidad revisamos cómo se elucida la estructura del átomo, cómo sus

modelos se fueron modificando hasta llegar al mecánico cuántico, el cual explica el

comportamiento de los elementos y cómo de esta manera, se pudo realizar el ordenamiento

de los mismos a través de la tabla periódica. Este documento que agrupa a los elementos en

metales y no metales, en grupos o familias o periodos, nos permite conocer y aplicar las

propiedades físicas y químicas de los elementos, para explicar el comportamiento de todos los

materiales que nos rodean, inclusive para realizar investigaciones más a fondo de la materia.

Para saber más

Si deseas conocer más sobre la utilidad de los isótopos… Te sugerimos leer los libros: Una

ojeada a la materia del Dr. Aguilar Sahagún y La radiactividad de la Dra. Bulbulian; ambos

editados por el Fondo de Cultura Económica, los cuales te ayudarán a comprender mejor la

estructura de la materia.

Fuentes de consulta


México, Fondo de Cultura Económica.

Brady, J. E. (2003). Química Básica principios y estructura. México, Limusa Wiley.

Bulbulian, S. (1996). La radiactividad. México, Fondo de Cultura Económica.

Chang, R. (2006). Química. México, Mc Graw-Hill.

Chang, R. (2007). Química. China, McGrawHill.

Choppin, G. R., & Summerlin, L. R. (2004). Química. México, Mexico Publicaciones

Culturales.

Dingrando, L. e. (2003). Química materia y cambio. Colombia, McGrawHill.



Hein, M. y. (2010). Fundamentos de Química . México, Cengage Learning.

Holum, J. (2009). Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica para

ciencias de la salud. México, Limusa Wiley.

Kotz, J. C. (2005). Química y reactividad química. México, Thomson Learning.

Unidad 3. Enlaces y nomenclatura química

Propósito

En la presente Unidad revisarás los principales tipos de enlace que mantienen unidos a los

átomos que forman los diversos compuestos y moléculas y, con base en ellos, podrás predecir

algunas de sus propiedades físicas y químicas. También establecerás el nombre de los

compuestos, reconociendo su composición química y aplicando las reglas de nomenclatura

establecidas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC).


Determina el tipo de enlace para identificar las propiedades de compuestos químicos de su

entorno con base en las reglas de nomenclatura básica inorgánica.

Presentación de la Unidad

En la Unidad 1, aprendimos que todo lo que nos rodea es materia, y que la materia está

constituida por átomos y estos a su vez por partículas subatómicas como el protón, el neutrón

y el electrón. Este último es el responsable de las propiedades químicas de los elementos, y

por tanto, de la formación de compuestos y moléculas.

En la actualidad se conocen una gran cantidad de compuestos, pero alguna vez te has

preguntado:

¿Qué es lo que mantiene unidos a los átomos?

¿Por qué se unen los átomos?

¿Qué hace que los compuestos sean diferentes?

Para responder a éstas y otras interrogantes, a lo largo de esta Unidad analizarás la forma en la

que se enlazan los átomos y cómo de acuerdo con el tipo de unión establecida es que se

presentan las propiedades físicas y químicas. De igual manera, determinarás la forma en que

se nombran los compuestos, de acuerdo con su composición y tipo de enlace, según las reglas

establecidas por la química.

3.1. Tipos de enlace

http://es.wikipedia.org/wiki/IUPAC



¿Alguna vez has confundido algunas sustancias, como el alcohol y agua?, probablemente sí, ya

que ambas presentan una apariencia física muy similar. Y, ¿por qué serán tan diferentes en sus

características químicas? Algo que nos ayudará a descubrir este misterio será, en primera

instancia, conocer la composición química de cada una de las sustancias y posteriormente, la

forma en que están unidos sus átomos. Estas dos características nos ayudarán a comprender

mejor sus diferencias.

Hoy día, tenemos claro que la fuerza que mantiene unidos a los átomos se denomina enlace

químico. Pero, ¿cómo se realiza esta unión?

Con el desarrollo de la tabla periódica se dio un avance importante en la comprensión de la

unión de los átomos para la formación de moléculas y compuestos. Recordemos que los

electrones son la base de las propiedades químicas de los elementos, es decir, cuando un

átomo reacciona con otro lo hace mediante la interacción de sus electrones más externos, los

electrones de valencia. Estos electrones son los que se ubican en el nivel de energía más alto,

por ejemplo, el sodio (Na) y el flúor (F) con números atómicos 11 y 9, tienen uno y siete

electrones de valencia, respectivamente, como se aprecia en sus configuraciones electrónicas:

Los electrones de valencia son los que interactúan en la unión de los átomos. Por ello, los

químicos utilizamos una simbología de puntos o cruces que identifican a cada uno de los

elementos con sus electrones de valencia; a estos se les conoce como símbolos de Lewis. En el

caso del litio y el flúor sus símbolos de Lewis serían:

Como vimos en la unidad anterior, los elementos están agrupados en familias debido a que

tienen propiedades físicas y químicas muy parecidas, de tal manera que sus configuraciones

electrónicas terminan en forma semejante y, por lo tanto, tienen el mismo número de

electrones de valencia. Los elementos de un grupo familia serán representados de igual

manera como se aprecia en la tabla 1.

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 1 electrón de valencia

9F = 1s2 2s2 2p5 7 electrones de valencia



Tabla 1. Símbolos de Lewis por familia, de acuerdo con su número de electrones de valencia.

Como mencionamos anteriormente, un enlace químico se realiza cuando los electrones de

valencia de los átomos interactúan, de tal manera que dependiendo de la naturaleza del

elemento se puede dar una ganancia o pérdida de estos electrones, hasta completar ocho en

su nivel más alto de energía. Esto se conoce como regla del octeto de Lewis.

Veamos nuevamente el ejemplo del sodio (Na) y del flúor (F): el sodio tiene un electrón de

valencia y para completar ocho requiere de otros siete, por lo que este elemento tenderá a

perder ese electrón; por el contrario el cloro tiene siete electrones y sólo requiere de uno más,

para completar sus ocho, esto lo hace ganando un electrón.

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1

9F = 1s2 2s2 2p5

11Na1+ = 1s2 2s2 2p6

9F1- = 1s22s2 2p6

Ahora, ambos elementos

tienen 8 electrones en su

nivel más alto de energía

Los elementos al combinarse pierden o ganan electrones adquiriendo la configuración

electrónica de un gas noble. Estos gases no reaccionan fácilmente, porque tienen una

configuración electrónica muy estable, y se conocen pocos compuestos de estos elementos.

11Na1+ = 1s2 2s2 2p6

9F1- = 1s2 2s2 2p6

10Ne = 1s2 2s2 2p6

10Ne = 1s2 2s2 2p6

El sodio adquiere la

configuración electrónica del

neón, al igual que el flúor

Un átomo al perder o ganar electrones formará iones positivos o negativos. Así, un átomo que

ha perdido electrones tendrá una carga positiva (catión), y un átomo que ha ganado

electrones tendrá una carga negativa (anión).



Figura 1. Formación de iones

Como se aprecia en la figura 1, el átomo de litio se convierte en una partícula con carga

positiva (catión) al perder su electrón de valencia; mientras que el átomo de flúor al ganar un

electrón adquiere una carga negativa (anión).

Si ubicamos a ambos elementos en la tabla periódica, encontraremos que el litio se localiza en

el grupo IA y el flúor en el grupo VIIA, el primero es un metal y el segundo un no metal, y de

acuerdo con su valor de electronegatividad, tendremos que el flúor es más electronegativo

que el sodio.

¿Qué puedes deducir de estas observaciones? ¿Los metales, ganan o pierden electrones? Y

viceversa, ¿los no metales, ganan o pierden electrones?

Figura 2. Valores de electronegatividad para los elementos de la tabla periódica

Por tanto, los elementos más electronegativos (no metales) tenderán a ganar electrones y los

elementos menos electronegativos o electropositivos (metales) perderán electrones.



Hoy sabemos que las propiedades de los compuestos dependen en gran medida de la

naturaleza de los elementos que lo constituyen, pero también del tipo de enlace que

establecen. Esto hace que el estudio de los enlaces químicos sea de gran importancia para

comprender mejor el comportamiento de la materia. Para ello, los enlaces químicos se han

clasificado en tres categorías: iónico, covalente y metálico. Pero, ¿cómo se forman?, ¿qué

característica tiene cada uno de ellos?, ¿qué propiedades le confieren a sus compuestos?

Actividad 1. Foro: Dudas sobre Química

Este foro tiene la finalidad de que compartas tus dudas de la asignatura, de manera general.


5. Expresa las dudas que te hayan surgido acerca de los temas relacionados con la

asignatura.

6. Comparte en todo momento, tus inquietudes relacionadas con la materia.

*Recuerda que el foro permanecerá abierto a lo largo de toda la asignatura.

7. Comenta, por lo menos, dos de las aportaciones hechas por otros de tus compañeros

(as), y a partir de sus respuestas busca mejorar, complementar o corregir su aportación.


Antes de analizar los tipos de enlace, realiza la siguiente actividad:

Actividad 2. Foro: ¿Qué diferencia a las sustancias?

Realiza el experimento y observa el comportamiento que presentan el azúcar y la sal;

posteriormente participa en el foro.

Previo al foro:

1. Para llevar a cabo la actividad reúne el siguiente material:

- Un comal

- Sal fina

- Azúcar

- Cámara digital

- Cuaderno y pluma

2. Una vez que has conseguido todo el material, realiza lo siguiente:

a) Coloca el comal sobre la estufa.

b) En uno de los extremos del comal adiciona unos granos de sal y en el extremo

contrario unos granos de azúcar (evita que se mezclen). Cuida que la flama esté en

medio de los dos tipos de granos.

c) Describe cómo es cada una de las sustancias.



d) Enciende la estufa y observa lo que sucede con ambas sustancias

e) Describe el aspecto de cada una de las sustancias antes, durante y después del

experimento.

f) Toma fotos del experimento y anota tus observaciones.

Participación en el foro

1. Responde:

¿Qué similitudes y diferencias encuentras entre ambas sustancias (antes y después

del experimento)? ¿Alguna de ellas sufrió algún cambio?

¿A qué crees que se debe su comportamiento?

3. Intercambia opiniones con tus compañeros (as) y recuerda ser respetuoso (a) con tus

comentarios.

4. Tu Facilitador (a) retroalimentará tu participación.

5. Descarga la Rúbrica de foro para que conozcas los parámetros de evaluación.

3.1.1. Enlace iónico

Te has preguntado, ¿por qué los vendedores ambulantes de nieve le agregan sal de cocina al

hielo?, ¿qué característica especial contiene la sal que hace que la temperatura del hielo

descienda?

Parte de las respuestas a las anteriores preguntas radica en que la sal contiene un tipo de

enlace llamado iónico. El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con

cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de

elementos poco electronegativos (electropositivos) con elementos muy electronegativos. Es

necesario que uno de los elementos ceda electrones (catión) y el otro los acepte (anión); este

tipo de enlace se realiza entre un metal (electropositivo) y un no metal (electronegativo).

Por ejemplo, al reaccionar los elementos sodio y cloro, para formar el cloruro de sodio (NaCl),

el sodio pierde un electrón para transferírselo al cloro, y por tanto este último lo gana. Al

llevarse a cabo esa pérdida y ganancia de electrones se forman iones con cargas opuestas,

catión y anión, que mediante atracciones electrostáticas se unen formando el llamado enlace

iónico, como se aprecia en la siguiente animación.

Figura 3. Enlace iónico



Los átomos, al unirse, liberan o absorben energía. Se dice que cuando una reacción libera

energía se denomina exotérmica, y por el contrario, cuando la absorbe, endotérmica.

Observa el siguiente video, en el que se muestra la reacción entre sodio y cloro para la

formación de cloruro de sodio; ¿es exotérmica o endotérmica la reacción?, ¿qué esperas que

suceda con la temperatura; que aumente o disminuya?

http://www.youtube.com/watch?v=Mx5JJWI2aaw&feature=player_embedded

Por lo general, las reacciones entre un metal y un no metal son bastante violentas, es decir,

exotérmicas, ya que liberan una gran cantidad de energía.

Durante la formación de un compuesto iónico, los iones positivos y los iones negativos se

acomodan (empaquetan) en un patrón regular repetitivo que equilibra las fuerzas de atracción

y repulsión entre ellos. La fuerte de atracción de iones positivos y negativos genera una red

cristalina, la cual es una organización geométrica tridimensional de partículas. En dicha red,

cada ión positivo está rodeado de iones negativos y cada uno de estos a su vez, está rodeado

de iones positivos (Dingrando, 2003).

Este empaquetamiento forma un cristal iónico (figura 4), con igual geometría a nivel

microscópico y macroscópico.

De acuerdo con el patrón que se aprecia en la figura 4 ¿qué forma esperas que tenga un cristal

grande de cloruro de sodio? (En caso necesario utiliza una lupa y observa los cristales de la sal

común presente en tu cocina).

Figura 4. Arreglo de un cristal de NaCl

Los compuestos iónicos, por lo general se componen de átomos de elementos metálicos que reaccionan con elementos no metálicos; al hacerlo se forman iones debido a la pérdida y ganancia de electrones.




Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos, constituidos por redes tridimensionales de

iones. A este respecto, se denomina número de coordinación de un cristal al número de iones

de un mismo signo que rodea a otro de signo contrario y se sitúa a una distancia mínima. De

esta manera, algunas de las principales agrupaciones que pueden adoptar los compuestos

iónicos son:

1. Cúbica centrada en caras: El cloruro de sodio, NaCl, cristaliza en una estructura cúbica

centrada en caras (Figura 5[a]). El número de coordinación en la estructura del cloruro de

sodio es de 6, es decir, seis iones cloruro se encuentran alrededor de cada ión sodio, y seis

iones sodio alrededor de cada ión cloruro.

2. Cúbica centrada en el cuerpo: Los cristales del cloruro de cesio tienen un arreglo

denominado cúbico centrado en el cuerpo (figura 5[b]). Los iones cesio (o cloruro) ocupan

las ocho esquinas del cubo y el contraión se sitúa en el centro del mismo. El número de

coordinación de la estructura del cloruro de cesio es ocho (ocho aniones alrededor de cada

catión y ocho aniones alrededor de cada anión).

3. Red tetraédrica: El sulfuro de zinc cristaliza formando una red tetraédrica (figura 5[c]), en la

que el número de coordinación para cada ión es 4; es decir, cada ión está rodeado por

cuatro iones de signo contrario.

Figura 5. Algunas estructuras cristalinas comunes: (a) cloruro de sodio, NaCl; (b) Cloruro de cesio, CsCl; (c) Sulfuro de zinc, ZnS.

La fuerza que mantiene unidos a los elementos que forman un enlace iónico, va a depender de

la distancia entre sus núcleos. Esta fuerza está dada por la ecuación:

F = K (Q1.Q2/r02)

Donde K = constante; Q1 y Q2 son las cargas de los iones y r0 la distancia interatómica una vez enlazados los átomos.



Figura 6. Distancia interatómica en un enlace iónico

Tomando en consideración el radio atómico presentado en la figura 6, ¿cómo esperarías que

fuera la fuerza del enlace del litio con el flúor en el LiF y del litio con el yodo en LiI? ¿Cuál de los

compuestos tendría mayor fuerza de enlace? ¿Por qué?

Al comparar los radios atómicos esperaríamos que la fuerza de enlace del fluoruro de litio, LiF,

fuera mayor que la del yoduro de litio, LiI, ya que la distancia de enlace será mayor en el

segundo caso por poseer el yodo (I) mayor radio atómico que el flúor (F), como se aprecia en la

figura 6.

Figura 7. Radio atómico de los elementos.

Por otra parte, la cantidad de energía que liberan estos compuestos al formarse, está

directamente relacionada también con la fuerza de su enlace; esta energía es denominada

energía reticular (U). Así, cuanto mayor sea la energía reticular al formarse un enlace iónico,

mayor fortaleza tendrá el enlace. La energía reticular es inversamente proporcional a la

distancia interatómica, como se aprecia en la siguiente ecuación:

U = K (Q1.Q2/r0)



Es de esperarse que los compuestos formados por elementos con menor radio atómico,

presenten mayor energía reticular y por ende mayor fuerza en su enlace. Esta fuerza confiere a

los compuestos iónicos propiedades físicas características. Debido a que los enlaces iónicos

son relativamente fuertes, los cristales generados requieren de una gran cantidad de energía

para dividirse (Dingrando, 2003). Por lo tanto, los compuestos iónicos tendrán altos puntos de

fusión y de ebullición, como se muestra en la tabla 2.

Compuesto Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) NaI 660 1304 KBr 734 1435

NaBr 747 1390 CaCl2 782 >1600 CaI2 784 1100 NaCl 801 1413 MgO 2852 3600

Tabla 2. Puntos de fusión y de ebullición de algunos compuestos iónicos (Dingrando, 2003)

Los compuestos iónicos, a pesar de la presencia de los iones, no son conductores de la

electricidad. Sin embargo, en estado líquido (fundidos), o cuando se disuelven en agua, los

compuestos iónicos son excelentes conductores eléctricos, porque sus iones se mueven

libremente.

3.1.2. Enlace covalente

El enlace iónico no puede resultar de la reacción entre dos no metales, porque su diferencia de

electronegatividad no es suficientemente grande como para que tenga lugar la transferencia

de electrones. La unión química entre dos no metales da como resultado el enlace covalente.

¿Cómo es este enlace? y ¿qué características le confiere a sus compuestos?

El enlace covalente se caracteriza porque hay compartición de electrones, entre los átomos

involucrados. Este tipo de enlace se presenta al unirse dos no metales, los cuales están

relativamente cerca en la tabla periódica y, por lo tanto, sus valores de electronegatividad no

son muy diferentes, en comparación con los que forman el enlace iónico.

Los compuestos covalentes, se componen de átomos no metálicos, los cuales comparten electrones. El enlace ocurre cuando la diferencia de electronegatividades es cero o relativamente pequeñas.

Los compuestos iónicos forman cristales con cierta dureza y altos puntos de fusión y de ebullición.



Al compartir electrones, cada átomo completa su octeto, adquiriendo la configuración

electrónica de un gas noble. Por ejemplo, la molécula de flúor está constituida de dos átomos

del mismo elemento:

Figura 8. Enlace covalente simple

Como se puede observar, cada átomo de flúor aporta un electrón para formar el enlace. Esta

compartición permite que cada uno de los átomos complete su octeto, es decir, cada átomo

queda rodeado por ocho electrones. Debido a que los átomos son iguales en estas moléculas y

su diferencia de electronegatividad sería igual a cero, su tipo de enlace se denomina: enlace

covalente simple o no polar.

Otros ejemplos de moléculas diatómicas como el flúor, serían: el hidrógeno, el oxígeno, el

nitrógeno, el cloro y el bromo, entre otras. En las cuales, excepto el hidrógeno, al compartir

electrones completan su octeto; es importante señalar que algunos de ellos comparten más de

un electrón, como es el caso del oxígeno y del nitrógeno, formando dobles y triples enlaces,

respectivamente.

H2 O2 N2 Cl2 Br2

H-H

O=O

Cl-Cl

Br-Br

Sin embargo, cuando dos átomos diferentes comparten un par de electrones se forma un

enlace en el que los electrones se comparten de manera desigual. Un átomo asume una carga

parcial positiva y el otro una carga parcial negativa. Esta diferencia de carga se debe a la

electronegatividad de cada uno de los elementos involucrados. En el cloruro de hidrógeno, el

cloro y el hidrógeno comparten un par de electrones; sin embargo, al ser el cloro más

electronegativo, ejerce mayor atracción por los electrones compartidos que el hidrógeno.

Como resultado, el par de electrones se desplaza hacia el átomo de cloro, lo que da una carga

parcial negativa y hace que el átomo de hidrógeno quede con una carga parcial positiva,

generando en la molécula la formación de dos polos (figura 9). A este tipo de unión se le

conoce como enlace covalente polar.



Figura 9. Distribución de cargas en la molécula de HCl

La diferencia de cargas en una molécula se conoce como dipolo. Esta diferencia hace que este

tipo de compuestos tenga cargas opuestas en dos puntos de su molécula.

En este momento podríamos tener confusión entre el enlace iónico y el enlace covalente polar,

debido a la presencia de cargas. Para ello, Linus Pauling elaboró una escala relativa a la

electronegatividad en la que al elemento más electronegativo, el flúor, le fue asignado un valor

de 4.0, mientras que al elemento menos electronegativo, el francio, un valor de 0.7 (figura 10).

En este sentido, podemos ver que los no metales son más electronegativos respecto a los

metales (electropositivos). Mientras mayor sea el valor de electronegatividad, mayor será la

atracción por los electrones. Pero, ¿cómo sabemos si un enlace es iónico o covalente polar?

Se dice que un enlace es iónico cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos

enlazados es de 2.0 o más, y por ende, un enlace covalente polar tendrá un valor menor a 2.0.

Figura 10. Tabla de electronegatividades según Linus Pauling

Entonces, ¿qué tipo de enlace tendrán los compuestos NaCl y HCl, de acuerdo con la escala de

Pauling? Averígualo calculando la diferencia de electronegatividades que presentan los átomos

involucrados en cada uno de los compuestos.

Veamos un ejemplo: si comparamos los compuestos de bromuro de potasio (KBr) y bromuro

de hidrógeno (HBr), veremos que el primero, al presentar una diferencia de electronegatividad



de 2.0, le correspondería un enlace de tipo iónico, mientras que el segundo, al tener una

diferencia de 0.7, le sería asignado un enlace covalente polar.

KBr 2.8 – 0.8 = 2.0 enlace iónico

HBr 2.8 – 2.1 = 0.7 enlace covalente polar

Sin embargo, la escala de Pauling a pesar de que nos indica una tendencia hacia uno u otro

tipo de enlace, no permite hacer una división exacta entre ambos, de tal manera que algunos

enlaces covalentes polares tenderán a ser iónicos y viceversa, algunos iónicos tendrán

tendencia a comportarse como covalentes polares. Este es el caso de compuestos como el

yoduro de potasio (KI), cuya diferencia de electronegatividades será de 1.7, lo que indica que

su enlace es covalente polar, aunque su composición sea la de un iónico (no metal-metal). En

este caso se dice que es un compuesto iónico con carácter covalente polar.

En los compuestos predominantemente covalentes, los enlaces entre sus átomos no son tan

fuertes como los iónicos y mucho menos los establecidos entre sus moléculas. Como

resultado, los compuestos covalentes tendrán puntos de fusión y de ebullición inferiores a los

de los compuestos iónicos.

La fortaleza de un enlace covalente, al igual que los iónicos, va a depender de la distancia que

separa los núcleos enlazados. Esta distancia se denomina longitud de enlace y está

determinada por el radio atómico y el número de pares de electrones que se comparten. La

longitud en un enlace simple será mayor a la presente en un enlace doble y ésta a su vez,

respecto a un enlace triple. Por ejemplo, la longitud de enlace en el F2 es de 1.43x10-10m, en el

O2 es de 1.21x10-10 m y en el N2 es de 1.10x10-10 m. Esto es debido a que en el flúor existe un

enlace sencillo, en el oxígeno un doble enlace y en el nitrógeno un triple enlace. De aquí,

podemos deducir que a medida que el número de pares de electrones aumenta, la longitud de

enlace disminuye. Cuanto más corta es la longitud de enlace, la fuerza del enlace es mayor.

Figura 11. Longitud de enlace de la molécula de cloro.

La cantidad de energía necesaria para romper un enlace covalente, se denomina energía de

disociación de enlace. Esta energía indica la fortaleza del enlace químico, debido a que existe

una relación indirecta entre la energía de enlace y la longitud de enlace. Cuando dos átomos

que se enlazan están muy cerca, tienen una longitud de enlace pequeña, y por lo tanto, se

necesita mayor cantidad de energía de enlace para separarlos.



Con base en la longitud de enlace de las moléculas F2, O2 y N2 antes mencionadas, ¿podrías

indicar cuál de ellas presentará la mayor energía de enlace y cuál tendrá la menor? ¿Por qué?

Las propiedades físicas de un compuesto covalente, además de la energía de disociación,

también van a depender de la geometría de su molécula. Al unirse dos átomos mediante un

enlace covalente, la repulsión entre los electrones hace que los átomos se mantengan lo más

alejados posible. La geometría que finalmente adopta la molécula, es aquella en la que la

repulsión entre los electrones es mínima. Este enfoque para estudiar la geometría molecular

se llama Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (TRPECV).

La repulsión entre los pares de electrones de una molécula da como resultado átomos que se

encuentran en ángulos fijos entre sí. Para ello, se toma de referencia el átomo central, que es

cualquier átomo que está unido a más de un átomo distinto. El ángulo formado por dos

átomos periféricos y el átomo central, se denomina ángulo de enlace. Los ángulos de enlace

predichos por el TRPECV se sustentan en evidencias experimentales. Los pares de electrones

compartidos se repelen entre sí. Sin embargo, los pares de electrones no compartidos también

son importantes para determinar la forma de la molécula.

De esta manera la TRPECV, nos indica que la estructura más estable de una molécula es

cuando las regiones de elevada densidad electrónica sobre el átomo central están lo más

separadas posible. Por ejemplo, dos regiones de elevada densidad electrónica tienen la

máxima estabilidad situadas a lados opuestos del átomo central (disposición lineal). Tres

regiones de elevada densidad electrónica son más estables cuando se disponen en los vértices

de un triángulo equilátero (disposición plano trigonal). Así es cómo dependiendo de las

densidades electrónicas presentes, los compuestos covalentes van adquiriendo las diversas

disposiciones geométricas presentadas en la figura 12.

Número de regiones de elevada densidad

electrónica

Disposición geométrica

Geometría electrónica

Ángulo de enlace

2 Lineal

180º

3 Trigonal plana

120º

4 Tetraédrica

109.5º



5 Bipiramidal trigonal

90º, 120º, 180º

6 Octaédrica

90º, 180º

Figura 12. Disposiciones geométricas de acuerdo con el número de densidades electrónicas sobre el átomo central

¿Qué tipo de geometría presentarán los compuestos HBr, H2O y CH4? Para responder la

pregunta, realiza las estructuras de Lewis de los compuestos, identifica al elemento central y

determina el número de densidades electrónicas presentes (átomos enlazados o pares de

electrones sin compartir del átomo central).

3.1.3. Enlace metálico

Hasta ahora hemos visto cómo se enlazan los metales con los no metales y los no metales

entre sí. Pero ¿cómo se enlazan los metales? ¿Qué características presentan estas sustancias?

Los átomos de los metales se ordenan en el espacio formando redes metálicas parecidas a las

redes cristalinas de los compuestos iónicos. Los electrones de valencia se mueven a través de

los átomos, por lo que se dice que hay una transferencia continua de electrones de un átomo a

otro; a este tipo de unión se le conoce como enlace metálico.

En la actualidad existen dos teorías que explican cómo es que se realiza el enlace metálico: el

Modelo de la nube electrónica y la Teoría de bandas.

Según el modelo de la nube electrónica, los elementos metálicos al ceder sus electrones

forman una “nube o mar de electrones” en la que están inmersos todos los átomos del metal.

Esta nube permite el libre movimiento de los electrones a través de los átomos. De esta

manera, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los iones positivos

de los metales y los electrones que se mueven a través de ellos.

Recordemos que los metales son los elementos menos electronegativos de la tabla periódica. Por lo general, tienen 1, 2 o 3 electrones de valencia, los cuales pierden fácilmente dando lugar a la formación de iones positivos (cationes), como: Na1+, Ca2+, Al3+.



Según el modelo de la nube electrónica, los elementos metálicos al ceder sus electrones

forman una “nube o mar de electrones” en la que están inmersos todos los átomos del metal.

Esta nube permite el libre movimiento de los electrones a través de los átomos. De esta

manera, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los iones positivos

de los metales y los electrones que se mueven a través de ellos.

Figura 13. Enlace metálico de acuerdo al modelo de nube electrónica.

Es importante mencionar, que los átomos de los metales en este tipo de unión no son

propiamente iones, ya que los electrones aún están dentro de la red y pertenecen a todos los

átomos del metal. Es decir, no hay ganancia ni pérdida de electrones como en el enlace iónico,

ni compartición de electrones como en el enlace covalente. En el enlace metálico, los

electrones viajan libremente a través de la red cristalina.

El movimiento de estos electrones hace que los metales sean buenos conductores del calor y

la electricidad. Una importante característica que distingue a los metales es que, en estado

sólido, conducen el calor y la electricidad; los sólidos con enlaces iónicos y covalentes no la

conducen.

El modelo de la nube electrónica a pesar de ser muy sencillo, nos permite explicar algunas

propiedades de los metales, como la conductividad, aunque nos limita al tratar de comprender

la diferencia en cuanto a conductividad de algunos metales.

Por otra parte, la teoría de bandas establece que cuando dos átomos se enlazan, los orbitales

de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos, uno que se denomina

enlazante (de menor energía) y otro antienlazante (de mayor energía). En el caso de

combinarse tres átomos se formarán tres orbitales, cuya diferencia de energía será menor que

en el caso anterior. Así, a mayor número de átomos enlazados se formará un mayor número

de orbitales moleculares, llamada banda, con una diferencia de energía mínima.



Esto mismo ocurre en los metales, los cuales al unirse combinan sus orbitales atómicos para

formar una gran molécula (red metálica), en la que los orbitales moleculares resultantes,

debido a su gran cercanía, forman dos bandas. La primera, en la que se localizan los electrones

de valencia llamada banda de valencia y la otra, vacía, denominada banda de conducción.

Ambas bandas están muy cercanas o traslapadas. Por ello, en los metales al estar la banda de

valencia llena o parcialmente llena, los electrones pueden pasar fácilmente a la banda de

conducción y moverse libremente, permitiendo la conductividad del calor y la electricidad.

Caso contrario ocurre en los aislantes, en los que a pesar de que la banda de valencia está

completa y la banda de conducción vacía, no hay conductividad eléctrica, debido a que existe

una diferencia importante de energía entre ambas bandas (zona prohibida), lo que impide el

salto de electrones de una a otra.

En el caso de un semiconductor, la separación entre las bandas no es tan grande y algunos

electrones pueden saltar a la banda de conducción, así como presentar cierto grado de

conductividad. De esta manera es cómo la teoría de bandas explica la diferencia de

conductividad entre los metales.

Figura 14. Enlace metálico de acuerdo a la teoría de bandas.

Basándote en el modelo de bandas explica, ¿por qué algunos metales conducen mejor el calor y

la electricidad que otros? Investiga ¿cuál de los metales es el mejor conductor de la

electricidad? ¿Por qué?

Existe en los metales una gran fuerza de cohesión debido a la deslocalización (movimiento) de

los electrones, la cual les confiere una gran resistencia. En comparación con los cristales



iónicos, los cristales metálicos no sufren rotura, sino deformaciones que les permiten ser

maleables y dúctiles (figura 15). Esto es, los átomos se deslizan unos sobre otros, antes de

romperse.

Figura 15. Deformación de un cristal metálico y rotura de un cristal iónico.

La estructura de los cristales metálicos es muy simple, pues cada vértice del cristal está

ocupado por un átomo del mismo metal. La geometría que adquieren los cristales metálicos,

es por lo regular una estructura cúbica centrada en el cuerpo, cúbica centrada en las caras o

empaquetamiento hexagonal compacto (figura 16).

a) b) c)

Figura 16. Estructuras cristalinas comunes de metales: (a) cúbica centrada en el cuerpo, (b) cúbica centrada en la cara, (c) hexagonal compacta.

Metales como el cromo, el hierro, el molibdeno, el potasio y el sodio tienen estructura

cristalina cúbica centrada en el cuerpo a temperatura ambiente (20oC).

Muchos metales como el aluminio, el cobre, el hierro y el níquel, a elevadas temperaturas (912

a 1394oC) cristalizan en una estructura cristalina cúbica centrada en la cara.

El cadmio, el zinc, el magnesio, el cobalto y el titanio son cinco metales con estructura

cristalina hexagonal compacta a temperatura ambiente (20oC)

El alto índice de coordinación (número de átomos alrededor de otro) de los metales da lugar a

fuertes empaquetamientos. Los metales son, por ello, bastante densos. La densidad será

mayor en los compuestos metálicos cuyos iones positivos sean de menor tamaño y mayor

carga.



Cuanto mayor sea la energía para romper los enlaces, más altos serán los puntos de fusión y

de ebullición. La mayoría de los metales suelen tener altas temperaturas de fusión y ebullición

(tabla 3), siendo más altos cuanto mayor sea la carga de los iones y menor su tamaño.

Elemento Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) Litio 180 1347 Estaño 232 2623 Aluminio 660 2467 Bario 727 1850 Plata 961 2155 Cobre 1083 2570

Tabla 3. Puntos de fusión y ebullición de algunos metales (Chang, Química, 2007).

Actividad 3. Identificación de tipos de enlace

Para realizar esta actividad es importante que cuentes con la escala de Pauling, ya que

determinarás el tipo de enlace de diversos compuestos, de acuerdo con su composición

química y diferencia de electronegatividad.

1. Tu Facilitador (a) te proporcionará una serie de 10 compuestos, de los cuales

investigarás el valor de electronegatividad (con base en la escala de Pauling), de cada

uno de los elementos presentes.

2. Elabora una tabla, en la que indiques la fórmula del compuesto, tipo de enlace con

base en su composición y diferencia de electronegatividad.

3. Elabora una conclusión en la que indiques qué coincidencias encontraste respecto a la

composición y diferencias de electronegatividad para indicar el tipo de enlace.

¿Cuándo puedes afirmar que un enlace es iónico o covalente polar?

4. Al finalizar la actividad guarda tu documento con la siguiente nomenclatura

QUI_U3_A3_XXYZ. Sustituye las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la

Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno.

*Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.

5. Sube tu archivo a la base de datos y espera los comentarios de tus compañeros (as). Es

importante que tú también descargues al menos dos de los trabajos que suban, para

que puedas realizar aportes con respeto y acierto.

6. Considera los aportes para mejorar tu trabajo y en caso de dudas puedes participar en

el foro, compartiéndolas.

Actividad 4. Iónico o covalente

Realiza el experimento y compara las propiedades de conductividad y solubilidad de algunas

sustancias.

1. Para realizar la actividad reúne el siguiente material:



- Vinagre blanco

- Sal

- Azúcar

- Alcohol

- Agua para plancha (en caso de no conseguirla se puede usar agua normal)

- 5 vasos de vidrio (pequeños)

- *30 cm de cable del número 14

- *1 led

- *1 resistencia de 1kohm

- *1 pila de 9v

- *1 broche para pila de 9v

- Cinta de aislar

- Tijeras

- Desarmador

- Cámara (digital o analógica)

- Cuaderno y pluma

* Este material se consigue en las tiendas de electrónica


a) Construye un aparato como el mostrado en la siguiente figura

i) Coloca el broche sobre la pila

ii) Une el led, la resistencia y un pedazo de 10 cm de cable a la terminal negativa.

iii) Coloca 20 cm de cable a la terminal positiva.

iv) Descubre los cables en aproximadamente 3 cm.

v) Usa la cinta de aislar para fijar correctamente las uniones.

b) Coloca agua para plancha en cada uno de los vasos (aproximadamente la mitad).

c) Agrega a cada uno de los vasos una cucharada de cada una de las sustancias,

dejando un vaso solo con agua.

d) Identifica con marcador o masking tape cada uno de los vasos con el nombre de la

sustancia disuelta.

e) Conecta el aparato e introduce las puntas de los cables a cada uno de los vasos

f) Toma fotos de las reacciones y anota tus observaciones.

3. Realiza el reporte de la actividad de acuerdo con los siguientes apartados:



Título

Nombre

Introducción

Modelo teórico - Con base en alguno de los modelos atómicos y en las propiedades del

enlace iónico y covalente, elabora un modelo gráfico en el que se explique la disolución o no de las sustancias, así como la formación y movimiento de iones para conducir la electricidad.

Desarrollo

Datos

Análisis de datos

Resultados

Conclusiones

Bibliografía 4. Guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U3_A4_XXYZ. Sustituye

las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu

apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu

documento no deberá pesar más de 4MB.

5. Envía tu reporte tu Facilitador (a) mediante la sección de Tareas y espera su

retroalimentación.

3.2. Formulación y nomenclatura inorgánica

Después de analizar la forma en la que se unen los átomos para dar lugar a los diversos

compuestos que se encuentran a nuestro alrededor, revisemos ahora cómo se nombran

adecuadamente.

Resulta difícil transmitir nuestras ideas sin poseer un lenguaje propio. Esta problemática era

común en la química, pues existían diferentes formas para comunicar una misma cosa. John

Dalton fue uno de los primeros investigadores que trataron de solventar esta dificultad,

unificando los símbolos químicos utilizados por los científicos. Sin embargo, Berzelius fue quien

finalmente propuso los símbolos de los elementos que se utilizan en la actualidad, para ello

tomó una o dos letras del elemento en idioma latín o alemán.

Aunque, en muchas ocasiones se utilizan los símbolos químicos para representar a los

elementos, con frecuencia es necesario representar sustancias químicas, las cuales están

formadas por varios elementos. Con el propósito de representar a estas sustancias, los

investigadores utilizan una simbología denominada fórmula química.

Mediante una fórmula química se puede obtener información respecto al tipo de elementos

que conforman el compuesto químico, también es posible saber la relación de combinación de



los elementos del compuesto químico y cuál es el tipo de compuesto que se representa con la

fórmula química.

Como podrás observar, la Química es una ciencia que tiene un lenguaje propio, el cual es

importante adquirir para comprender los conocimientos y fenómenos estudiados por esta

disciplina. Ahora, vayamos a revisar los principios que rigen esta rama de la química,

denominada nomenclatura.

3.2.1. Óxidos, ácidos, hidróxidos y sales

Con frecuencia escuchamos que alguna fruta (plátano o manzana), se oxidó al cortarla y

dejarla expuesta al aire. Este mismo fenómeno también se observa en metales expuestos a la

intemperie. Los compuestos derivados de este tipo de reacciones son denominados óxidos.

Los óxidos son compuestos binarios del oxígeno con otro elemento, el cual puede ser metal o

no metal.

Na + O2 → Na2O C + O2 → CO2 Algunos elementos presentan números de oxidación fijos; sin embargo, existen otros en los

que varían, tal y como se aprecia en la tabla 4.

NÚMEROS DE OXIDACIÓN

METALES GRUPO No. De oxidación

NO METALES GRUPO No. De oxidación

Li, Na, K IA 1+ C, Si IVA 4+, 2+, 4- Be, Mg, Ca, Sr, Ba IIA 2+ N, P, As VA 5+, 3+, 3- B, Al , Ga IIIA 3+ O, S, Se VIA 6+, 4+, 2- Pb, Sn IVA 4+, 2+ F, Cl, Br, I VIIA 7+, 5+, 3+, 1+, 1- Fe, Co VIIIB 3+, 2+

Los metales son siempre positivos Los no metales son positivos o negativos

Hg, Cu IIB y IB 2+, 1+ Au IB 3+, 1+ Ag IB 1+ Zn IIB 2+

Tabla 4. Números de oxidación de algunos elementos de uso común en Química

Antes de continuar, recordemos que los átomos pueden ganar o perder electrones, y adquirir una carga positiva o negativa según sea el caso.

Se define como número de oxidación a la cantidad de electrones que gana o pierde un elemento al combinarse.



En la actualidad se aceptan tres tipos de nomenclatura para nombrar compuestos químicos

inorgánicos:

Nomenclatura sistemática: se utilizan prefijos para indicar el número de átomos

involucrados en el compuesto (mono, di, tri, tetra, etc.).

Nomenclatura stock: en este caso, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más

de un número de oxidación, se indica en números romanos al final y entre paréntesis.

Nomenclatura tradicional: aquí se nombra el número de oxidación del elemento que

forma el compuesto, con una serie de prefijos y sufijos:

o Cuando sólo tiene una valencia se usa el sufijo -ico.

o Cuando tiene dos valencias diferentes se usan (de menor a mayor valencia):

-oso

-ico

o Cuando tiene tres distintas, se usan (de menor a mayor):

hipo- -oso

-oso

-ico

o Cuando tiene cuatro, se utilizan (de menor a mayor):

hipo- -oso

-oso

-ico

per- -ico

En el caso de los óxidos metálicos, de acuerdo con la nomenclatura tradicional, se nombran

con la palabra óxido seguida del nombre del metal terminada en –oso o –ico, según actúe el

metal con el menor o el mayor estado de oxidación. Si sólo actúa con un número de oxidación

se puede nombrar con la terminación –ico, o simplemente con el nombre del metal. La

nomenclatura sistemática (stock), nos dice que se debe indicar el número de oxidación del

metal al final del nombre. Por ejemplo:

Iones Compuesto

Nomenclatura tradicional

Nomenclatura stock Nomenclatura sistemática Catión Anión

Na1+ O2- Na2O Óxido de sodio Óxido de sodio (I) Monóxido de disodio

Ca2+ O2- CaO Óxido de calcio Óxido de calcio (II) Monóxido de calcio

Al3+ O2- Al2O3 Óxido de aluminio Óxido de aluminio (III) Trióxido de dialuminio

Fe2+ O2- FeO Óxido ferroso Óxido de fierro (II) Monóxido de hierro

Fe3+ O2- Fe2O3 Óxido férrico Óxido de fierro (III) Trióxido de dihierro

Tabla 5. Ejemplos de algunos óxidos metálicos y su nomenclatura



La unión de oxígeno con los no metales da lugar a los óxidos ácidos o no metálicos. La fórmula

general Y2Om, donde Y es el no metal y m el número de oxidación con el que actúa.

En la nomenclatura tradicional, se nombran al igual que los metálicos, con la terminación –oso

para el de menor número de oxidación e –ico, para el de mayor.

Mientras, en la nomenclatura sistemática se nombran indicando el número de átomos de

oxígeno y no metal combinados, o colocando entre paréntesis el número de oxidación del no

metal.

Iones Compuesto



Cl1+ O2- Cl2O Óxido hipocloroso Óxido de cloro (I) Monóxido de dicloro

Cl3+ O2- Cl2O3 Óxido cloroso Óxido de cloro (III) Trióxido de dicloro

Cl5+ O2- Cl2O5 Óxido clórico Óxido de cloro (V) Pentaóxido de dicloro

Cl7+ O2- Cl2O7 Óxido perclórico Óxido de cloro (VII) Heptaóxido de dicloro

S4+ O2- SO2 Óxido sulfuroso Óxido de azufre (IV) Dióxido de azufre

S6+ O2- SO3 Óxido sulfúrico Óxido de azufre (VI) Trióxido de azufre

Tabla 6. Ejemplos de algunos óxidos no metálicos y su nomenclatura

Existe otra clase de óxidos en los que el oxígeno actúa con un número de oxidación -1, los

cuales son denominados peróxidos, debido a que en su estructura figura la agrupación peroxo

(-O-O-). La fórmula del anión de los peróxidos sería: O22-

En la nomenclatura tradicional, se nombran con la palabra peróxido, seguida del nombre del

metal y aplicando las mismas reglas de los óxidos, en el caso de que dicho metal tenga uno o

varios estados de oxidación. La nomenclatura sistemática es análoga a la de los óxidos.

Iones Compuesto Nomenclatura tradicional Nomenclatura sistemática

Catión Anión

H1+ O22- H2O2

Peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) Peróxido de hidrógeno

Na1+ O22- Na2O2 Peróxido de sodio Peróxido de sodio

Ca2+ O22- CaO2 Peróxido de calcio Peróxido de calcio

Cu1+ O22- Cu2O2 Peróxido cuproso Peróxido de cobre (I)

Cu2+ O22- CuO2 Peróxido cúprico Peróxido de cobre (II)

Tabla 7. Ejemplos de algunos peróxidos metálicos y su nomenclatura

En los óxidos el oxígeno tiene número de oxidación 2- (O2-) y pueden ser: Óxidos metálicos: Oxígeno + metal Óxidos no metálicos: Oxígeno + no metal



Las disoluciones acuosas de algunas moléculas son ácidas y reciben el nombre de ácidos. Este

tipo de sustancias contiene como elemento principal al hidrógeno (H1+). Existen dos tipos de

estos compuestos: ácidos hidrácidos y ácidos oxiácidos.

Los ácidos hidrácidos contienen hidrógeno y otro elemento no metálico. Cuando se asigna el

nombre de un ácido de este tipo, primero se indica la palabra ácido y después la raíz del

segundo elemento más la terminación hídrico.

Iones Compuesto Nomenclatura sistemática

Catión Anión

H1+ Cl1- HCl Ácido clorhídrico

H1+ Br1- HBr Ácido bromhídrico

H1+ I1- HI Ácido yodhídrico

H1+ S2- H2S Ácido sulfhídrico

H1+ CN1- HCN Ácido cianhídrico Tabla 8. Ejemplos de algunos hidrácidos y su nomenclatura

Los oxiácidos además de hidrógeno y otro elemento también contienen oxígeno, por lo que se

identifican mediante la fórmula del oxianión. Un oxianión es un ión poliatómico que contiene

oxígeno, como se muestra en la siguiente tabla:

Ión Nombre Ión Nombre

NO21- Nitrito BrO3

1- Bromato

NO31- Nitrato IO3

1- Yodato

MnO41- Permanganato IO4

1- Peryodato

ClO1- Hipoclorito CH3CO21- Acetato

ClO21- Clorito CO3

2- Carbonato

ClO31- Clorato SO3

2- Sulfito

ClO41- Perclorato SO4

2- Sulfato

S2O32- Tiosulfato PO3

3- Fosfito

CrO42- Cromato PO4

3- Fosfato

Cr2O22- Dicromato AsO4

3- Arseniato Tabla 9. Fórmulas de algunos oxiániones de uso común

El nombre de un oxiácido empieza por la palabra ácido seguida por la raíz del anión. Si el sufijo

del anión es -ato, se cambia por –ico; cuando el anión termina en –ito, cambia por –oso.


Catión Anión

H1+ ClO1- HClO Ácido hipocloroso

H1+ ClO31- HClO3 Ácido clórico

H1+ NO31- HNO3 Ácido nítrico

H1+ NO21- HNO2 Ácido nitroso

H1+ SO42- H2SO4 Ácido sulfúrico

Tabla 10. Ejemplos de algunos oxiácidos y su nomenclatura



Es importante recordar que estos compuestos que contienen hidrógeno se denominan ácidos

solamente cuando están en disolución acuosa. Por ejemplo, a temperatura ambiente y presión

estándar, el HCl es cloruro de hidrógeno, un gas, pero cuando se disuelve en agua, se convierte

en ácido clorhídrico.

Existe otro tipo de compuestos en los que el hidrógeno trabaja con un número de oxidación 1-,

estos son llamados hidruros y se componen del ión hidruro y un metal. El nombre de estos

compuestos inicia con la palabra hidruro y terminan con el nombre del metal.


Catión Anión

Na1+ H1- NaH Hidruro de sodio

K1+ H1- KH Hidruro de potasio

Ca2+ H1- CaH2 Hidruro de calcio

Cu1+ H1- CuH Hidruro de cobre (I)

Cu2+ H1- CuH2 Hidruro de cobre (II) Tabla 11. Ejemplos de algunos hidruros y su nomenclatura

Los hidróxidos son sustancias que se obtienen al reaccionar un óxido metálico con agua:

MgO + H2O →Mg(OH)2

Como se aprecia en la reacción, el compuesto resultante contiene el grupo OH1-, el cual recibe

el nombre de ión hidróxido. La naturaleza de estas sustancias es alcalina o básica, por lo que

también se les conoce como bases.

La fórmula de las bases se compone del catión metálico y el anión hidróxido. Se nombran con

la palabra hidróxido seguido del nombre del metal, de acuerdo con las reglas establecidas por

la nomenclatura funcional y sistemática.

Iones Compuesto



Na1+ OH1- NaOH Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio

Ca2+ OH1- Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Hidróxido de calcio Dihidróxido de calcio

Al3+ OH1- Al(OH)3 Hidróxido de aluminio

Hidróxido de aluminio

Trihidróxido de aluminio

Fe2+ OH1- Fe(OH)2 Hidróxido ferroso Hidróxido de hierro (II)

Dihidróxido de hierro

Fe3+ OH1- Fe(OH)3 Hidróxido férrico Hidróxido de hierro (III)

Trihidróxido de hierro

Los ácidos contienen al ión hidrógeno (H1+) y pueden ser: Ácidos hidrácidos: ión hidrógeno + no metal Ácidos oxiácidos: ión hidrógeno + oxianión



Tabla 12. Ejemplos de algunos hidróxidos y su nomenclatura

Las sales son compuestos que resultan de la combinación de metales con no metales.

Podemos clasificar en dos tipos a estos compuestos: sales binarias (haluros) y oxisales.

Las sales binarias o haluros resultan de la combinación de los iones del grupo VII A de los

halógenos y algunos del grupo VI A, con metales. El nombre se inicia con el prefijo del no

metal y la terminación –uro, y concluye con el nombre del metal, de acuerdo con la

nomenclatura funcional y sistemática.

Iones Compuesto



Na1+ F1- NaF Fluoruro de sodio Fluoruro de sodio Fluoruro de sodio

Ca2+ I1- CaI2 Yoduro de calcio Yoduro de calcio Diyoduro de calcio

Al3+ S2- Al2S3 Sulfuro de aluminio Sulfuro de aluminio Trisulfuro de dialuminio

Fe2+ Cl1- Fe(Cl)2 Cloruro ferroso Cloruro de hierro (II)

Dicloruro de hierro

Fe3+ Br1- Fe(Br)3 Bromuro férrico Bromuro de hierro (III)

Tribromuro de hierro

Tabla 13. Ejemplos de algunos haluros y su nomenclatura

Las oxisales resultan de la combinación de un metal con un oxianión. Es como sustituir el

hidrógeno de los oxiácidos por metales. Este tipo de compuestos también se denominan como

sales neutras.

Para nombrar a las oxisales (sales neutras) basta con identificar al oxianión y escribir su

nombre seguido del nombre del metal, de acuerdo con lo establecido por la nomenclatura

sistemática.


Catión Anión

Na1+ ClO1- NaClO Hipoclorito de sodio

K1+ ClO31- KClO3 Clorato de potasio

Ca2+ NO31- Ca(NO3)2 Nitrato de calcio

Cu1+ NO21- CuNO2 Nitrito de cobre (I)

Cu2+ SO42- CuSO4 Sulfato de cobre (II)

Tabla 14. Ejemplos de algunas oxisales y su nomenclatura

Sin embargo, también existe la posibilidad de que la sustitución de hidrógenos en un oxiácido

no sea total, dando como resultado la formación de una sal ácida.

Las sales ácidas se nombran como sales neutras, anteponiendo el prefijo hidrógeno- o

dihidrógeno, de acuerdo con el número de hidrógenos retenidos.



Iones

Compuesto Nomenclatura sistemática Catión Anión

Na1+ HCO31- NaHCO3 Hidrógeno carbonato de sodio

K1+ HSO41- KHSO4 Hidrógeno sulfato de potasio

Ca2+ HSO31- Ca(SO3)2 Hidrógeno sulfito de calcio

Fe2+ H2PO41- Fe(H2PO4)2 Dihidrógeno fosfato de hierro (II)

Fe3+ HPO42- Fe2(HPO4)3 Hidrógeno fosfato de hierro (III)

Tabla 15. Ejemplos de algunas sales ácidas y su nomenclatura

Actividad 5. Nombrando compuestos

Identifica el nombre o fórmula de los compuestos señalados por tu Facilitador, con base en su

composición química; al concluir envíalo a tu Facilitador.

Objetivo: Nombrar y formular compuestos de acuerdo con su composición química y reglas de

nomenclatura establecidos por la IUPAC.

1. Realiza un mapa conceptual que contenga los diferentes grupos de compuestos, su

nomenclatura y un ejemplo.

2. El Facilitador (a) te proporcionará una serie de 10 fórmulas y 10 nombres de

compuestos, de los cuales escribirás su nombre o fórmula, según sea el caso.

3. Elabora una tabla, en la que indiques la fórmula, nombre y tipo de compuesto (óxido,

ácido, hidróxido, etc.).

4. Redacta una conclusión en la que establezcas los criterios que seguiste para formular o

nombrar los compuestos asignados. Para ello, responde: ¿cómo identificas un óxido,

una base, una sal y un ácido?





6. Sube tu archivo a la base de datos y espera los comentarios de tus compañeros (as). Es

importante que tú también descargues los trabajos que suban para que puedas

realizar aportes con respeto y acierto.

7. Considera los aportes para mejorar tu trabajo o en caso de dudas, puedes participar

en el foro compartiendo tus inquietudes.

Actividad 6. Propiedades de compuestos inorgánicos

Para realizar la actividad es importante que revises las etiquetas de productos que utilizas en

tu casa, que tengan sustancias químicas.

1. De tu cocina o baño, revisa las etiquetas de varios productos de uso cotidiano.

2. Elige al menos 10 sustancias presentes en estos productos.



3. Investiga el nombre, fórmula, tipo de enlace y propiedades físicas de cada uno de los

componentes elegidos.

4. Elabora una tabla, en la que indiques el nombre del producto, componente, nombre

químico, fórmula y propiedades físicas de los componentes.

5. A manera de conclusión indica: ¿por qué es importante la nomenclatura?

6. Indica las referencias consultadas, de acuerdo con el formato APA.





8. Envía tu archivo al Facilitador (a) mediante la sección de Tareas y espera su

retroalimentación.

Autoevaluación

Has concluido el estudio de la Unidad, para comprobar los conocimientos y las habilidades

desarrolladas en ella, contesta la autoevaluación que se te presenta.

Evidencia de aprendizaje

Planificación. Planteamiento del Proyecto de investigación: Cuidando el medio ambiente.

Al finalizar la asignatura deberás entregar un proyecto de investigación, el cual debe estar

relacionado con alguno de los siguientes temas:


Biocombustible

Tratamiento del aceite de cocina

En la segunda Unidad realizaste la selección del proyecto, así como la justificación y marco

teórico que lo respalda. Ahora corresponde llevar a cabo su planificación.

Con base en tu investigación bibliográfica, plantea el desarrollo de tu proyecto

considerando materiales a utilizar, espacio y tiempo requerido.

6. Una vez que hayas realizado el planteamiento general del proyecto, efectúa lo que se

indica a continuación:

Realiza en un archivo un reporte de la planeación de tu proyecto, desarrollando los

apartados siguientes:



o Marco teórico (realizar ajustes necesarios, de acuerdo con observaciones del

(a) Facilitador (a) y del proyecto mismo).

o Desarrollo del proyecto

Material, equipo y sustancias a utilizar, así como la metodología a

seguir hasta la obtención de resultados y su análisis.

Apartado con las propiedades químicas y físicas de las sustancias a

utilizar, así como el tratamiento de sus residuos.

Modelos micro (uso de modelos atómicos) y macro (uso de esquemas

y diagramas) que se establezcan para explicar los resultados que se

podrían esperar.

o Cronograma de actividades

Actividades a realizar y su calendarización

7. Guarda tu reporte con el nombre QUI_U3_EU_XXYZ. Sustituye las XX por las primeras

dos letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la

inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu archivo no debe pesar más de 4 MB.

8. Envía tu documento a tu Facilitador (a) para obtener la retroalimentación

correspondiente.

9. Consulta la Escala de evaluación para conocer los criterios de evaluación de la

evidencia de aprendizaje.

Cierre de la Unidad

En esta Unidad se analizó la forma en la que se unen los átomos, así como el tipo de enlace

que se establece, dependiendo de la naturaleza de cada uno de los elementos. Revisamos la

geometría que adquieren en el espacio, la fuerza de sus enlaces y, por ende, las propiedades

físicas que le confieren. También se determinó la manera en la que se nombran los diversos

compuestos inorgánicos, de acuerdo con su composición química y los tipos de nomenclatura

aceptados.

De esta manera, a partir de la fórmula química de un compuesto inorgánico podemos

establecer su nombre y algunas de sus propiedades, dependiendo de su composición y tipo de

enlace.

En la siguiente Unidad, revisaremos otro grupo de sustancias de igual importancia, los

compuestos orgánicos, en los que el carbono juega un papel trascendente en su composición.

Se analizará la manera en la que el número de carbonos, el tipo de enlace y el grupo funcional

presente, determinan las propiedades físicas y químicas de los compuestos.



Para saber más

A lo largo de esta Unidad se realizarán una serie de actividades experimentales, cuyo propósito

es que desarrolles la competencia de observación y análisis, para proponer modelos que te

permitan describir el fenómeno.

Lee el artículo “Iónico, covalente y metálico” de Guillermo Salas, en el que encontrarás más

detalle de cómo se realiza el enlace químico y las diferencias existentes en los diferentes tipos

de enlace.

También se recomienda que descargues el cuadernillo de ejercicios, para que al realizarlos

puedas afianzar los contenidos revisados. Para ello, te sugerimos realizar en forma individual

cada uno de los ejercicios, para que posteriormente socialices tus resultados con tus

compañeros, mediante el uso del foro de dudas.

Fuentes de consulta








Culturales.





Kotz, J. C. (2005). Química y recatividad química. México, Thomson Learning.

MacMurry, J. (2009). Química Orgánica. México, Thomson Paraninfo.

Merino-Trujillo, A. (2009). Como escribir documentos científicos (Parte 1). El ensayo. (S.

d. Salud, Ed.) Salud en Tabasco , 15 (1), 849-851.

Morrison. (1999). Química Orgánica. México, Fondo Educativo Interamericano.

Fuentes electrónicas

Division of Chemical Education, I. A. (2000). Reaction of Sodium & Chlorine (with subtitles.

Recuperado el 25 de febrero de 2011, de


Salas Banuet, G., & Ramírez Vieyra, J. (2010). Iónico, covalente y metálico. Educación Química.

México, Universidad Nacional Autónom a de México. Recuperado el 25 de febrero de 2011, de

http://garritz.com/educacion_quimica/EQ%20212/212-did1.pdf



Unidad 4. Química orgánica

Propósito En la presente unidad analizarás la estructuración y formulación de los compuestos orgánicos, los cuales tienen como base fundamental al carbono, así como las propiedades físicas y químicas que les confieren los diferentes grupos funcionales.


Diferencia las propiedades de los compuestos orgánicos de su entorno para analizar el grupo

funcional presente mediante el uso de las reglas de nomenclatura establecidas por la Unión

Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC).

Presentación de la unidad En la unidad 3, se revisaron los principales tipos de enlace que se establecen entre los átomos al formar los diversos compuestos y moléculas, así como las propiedades que estas uniones le confieren a las sustancias. De igual manera, se analizaron las reglas establecidas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) para nombrar y formular a los compuestos inorgánicos. Te has preguntado ¿cómo un solo elemento es capaz de formar una gran cantidad de compuestos? ¿Por qué son diferentes las características de los compuestos orgánicos? A lo largo de esta unidad veremos como el carbono es capaz de formar uniones con otros carbonos dando lugar a largas cadenas, que van haciendo que los compuestos tengan propiedades diferentes, así como la forma adecuada en que se nombran estas sustancias y las reacciones principales que llevan a cabo. Finalmente, analizarás cómo es la estructura de las biomoléculas como los carbohidratos, lípidos y proteínas, y sus funciones principales.

4.1. Nomenclatura, propiedades físicas y químicas El hombre se encuentra rodeado de una gran cantidad de sustancias, con las cuales interactúa a cada instante, ya sea porque están presentes en su entorno o en sí mismo. Esto ha llevado a que todos los materiales sean objeto de estudio de la química, especialmente de la Química Orgánica, pues la mayor parte de ellos contienen carbono. La Química Orgánica es la rama de la Química que estudia a los compuestos que contienen carbono. El carbono juega un papel importante en nuestro planeta, no sólo porque constituye y forma parte de los millares de compuestos que se encuentran en la naturaleza, sino porque es la base fundamental de la materia que constituye a los seres vivos, por lo que se dice que el

¿Sabías que…? La mayor parte de los materiales que nos rodean son derivados del carbono, es decir, son orgánicos.







carbono es el elemento de la vida. Se ha encontrado que el 18% de nuestro cuerpo lo constituye el carbono, el cual forma parte de las estructuras de mantenimiento, organización y funcionalidad de cada una de las células de nuestro cuerpo y de cualquier otro ser vivo. Reconocer y diferenciar a los compuestos orgánicos, es de gran trascendencia para comprender su naturaleza física y química, en este tenor la nomenclatura juega un papel importante pues sienta las bases para nombrar o estructurar a las sustancias. La nomenclatura se compone de una serie de reglas o fórmulas establecidas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) con la finalidad de que a nivel mundial se maneje el mismo lenguaje. A lo largo de este tema analizarás las reglas establecidas para nombrar o formular a los compuestos, con ello podrás reconocer a los principales grupos funcionales y desarrollar su estructura química, que permitirá predecir sus propiedades físicas y químicas. Veamos algunos conceptos fundamentales que nos serán de gran utilidad para comprender el comportamiento de los compuestos orgánicos. Actividad 1. Foro: Dudas sobre Química

Este foro tiene la finalidad de que compartas tus dudas de la asignatura, de manera general.


9. Expresa las dudas que te hayan surgido acerca de los temas relacionados con la

asignatura.

10. Comparte en todo momento, tus inquietudes relacionadas con la materia.

*Recuerda que el foro estará abierto durante toda la asignatura.

11. Comenta, por lo menos, dos de las aportaciones hechas por otros de tus compañeros, y

a partir de sus respuestas busca mejorar, complementar o corregir su aportación.


Actividad 2. Foro: ¿Más aderezo?

Realiza el experimento y observa el comportamiento que se presenta al mezclar el vinagre y el

aceite; posteriormente participa en el foro.

Previo al foro:

6. Para llevar a cabo la actividad reúne el siguiente material:

- 1 tazón pequeño de vidrio

- 1 cuchara cafetera

- Aceite de olivo

- Vinagre blanco

- Cuaderno y pluma




g) Con ayuda de la cuchara cafetera coloca 5 cucharadas de vinagre y 5 cucharadas

de aceite.

h) Observa y anota lo que sucede, ¿se mezclan el vinagre y aceite? ¿por qué?

i) Agita vigorosamente con ayuda de la cuchara la mezcla.

j) Observa y anota lo que sucede, ¿se mezclaron finalmente el vinagre y aceite? ¿por

qué?

k) Investiga la naturaleza del aceite, ¿es orgánico o inorgánico?


2. Responde:

¿Qué tipo de compuesto es el aceite, orgánico o inorgánico?

¿Por qué inicialmente el vinagre y aceite no se mezclaron?

8. Intercambia opiniones con tus compañeros y recuerda ser respetuoso con tus

comentarios.



4.1.1. Conceptos fundamentales La característica que distingue a todos los compuestos orgánicos es la presencia de carbono en sus estructuras, pero ¿qué otras diferencias encontramos con respecto a los inorgánicos? Algunas características que poseen los compuestos orgánicos y que los distinguen de los inorgánicos se presentan en la tabla 1.

Compuestos orgánicos Compuestos inorgánicos

Están formados principalmente por: C, H, O, N.

El número de compuestos supera al de compuestos inorgánicos.

Prevalece el enlace covalente.

Son generalmente insolubles en agua.

No son buenos conductores de la electricidad.

Son sensibles al calor y descomponen fácilmente.

Poseen bajos puntos de fusión y ebullición.

Están constituidos por átomos de cualquier elemento.

El número de compuestos es mucho menor al de los orgánicos.

Prevalece el enlace iónico.

Generalmente son solubles en agua.

En disolución o fundidos son buenos conductores de la electricidad.

Resisten temperaturas altas, sin sufrir cambios.

Poseen altos puntos de fusión y de ebullición.

Tabla 1. Diferencias entre compuestos orgánicos e inorgánicos.



Como mencionamos el carbono es el elemento fundamental en los compuestos orgánicos y conforma una gran cantidad de compuestos. Esto se debe a que es capaz de formar enlaces con otros carbonos, estableciendo largas cadenas (concatenación), abiertas y cerradas (anillos), lineales y ramificadas, con enlaces sencillos, dobles y triples, así como incluir otros elementos, todo ello permite una multiplicidad de combinaciones que dan lugar a la gran cantidad de compuestos conocidos. Recordarás que el carbono se localiza en la familia IV-A de la tabla periódica, tiene número atómico 6 y su configuración electrónica es la siguiente:

6C 1s2 2s2 2p2 Como se puede apreciar contiene 4 electrones de valencia, por lo que su símbolo de Lewis sería:

Esto nos permite inferir que el carbono puede formar 4 enlaces con otros átomos, compartiendo sus electrones hasta completar sus ocho y cumplir con la regla del octeto de Lewis1. Esta propiedad se le conoce como tetravalencia del carbono, es decir, el carbono siempre va a formar cuatro enlaces con otros átomos, tal y como se aprecia en la molécula del metano (figura 1).

Figura 1. Molécula del metano

A pesar de que al escribir la molécula del metano aparentemente es plana, esto no es cierto ya que de acuerdo a la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia (TRPEV), al tomar al carbono como elemento base, encontramos que presenta cuatro densidades electrónicas, por lo que la estructura que adquiere en el espacio tridimensional será la de un tetraedro regular (figura 2).

1 Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la hasta tener 8 electrones en su nivel más externo de energía.

El átomo de carbono es tetravalente, es decir, siempre forma cuatro enlaces.



Figura 2. Estructura tridimensional del metano (tetraedro regular)

Por otra parte el carbono puede formar dobles y triples enlaces con otros carbonos, como se muestra en la figura 3.

Figura 3. Moléculas de eteno y etino respectivamente.

En el caso del eteno, al presentarse tres densidades electrónicas alrededor del carbono, el mejor arreglo es la disposición de un triángulo equilátero (figura 4).

Figura 4. Estructura tridimensional del eteno.

Para el etino, las densidades electrónicas presentes alrededor del carbono son 2, por lo que su arreglo será lineal (figura 5).

Figura 5. Estructura tridimensional del etino.

Por otra parte, los enlaces carbono-carbono tienen características diferentes, los enlaces sencillos se conocen como enlaces sigma (σ) y son muy fuertes. Para romper un enlace sigma

Los carbonos con enlaces sencillos presentan geometría de tetraedro regular; mientras que los carbonos con doble enlace, triangular y los carbonos con triple enlace, lineal.



se requiere de mucha energía; en el caso del metano, 104 kcal/mol para romper tan solo uno de los enlaces C-C. El otro tipo de enlace presente en los compuestos con doble o triple unión, es el enlace pi (π) el cual es menos fuerte que el sigma, y por ello reacciona o se rompe más fácilmente (figura 6).

CH3 CH3

sigma

pi

Figura 6. Enlace sigma y pi, presente en compuestos orgánicos

De igual manera, en una molécula puede haber distintos tipos de carbonos que difieren entre sí, no sólo por el número de hidrógenos que poseen, sino por su reactividad, de modo que algunos carbonos tendrán preferencia para reaccionar sobre otros. Existen cuatro tipos de carbonos:

1. Carbonos primarios: son los que están unidos a otro carbono por medio de un enlace simple.

2. Carbonos secundarios: son lo que se encuentran unidos a dos átomos de carbonos o a otro carbono mediante un doble enlace.

3. Carbonos terciarios: estos se encuentran unidos a otros tres carbonos mediante enlaces sencillos o a dos carbonos, uno con simple y el otro con doble enlace.

4. Carbonos cuaternarios: se encuentran unidos a cuatro átomos de carbono o a dos carbonos con doble enlace.

Figura 7. Tipos de carbonos

La composición de cada una de las sustancias se representa mediante fórmulas, en química orgánica se utilizan tres tipos y son: la condensada, la semidesarrollada y la desarrolllada.

El enlace sigma es más resistente en comparación con el enlace pi. El enlace pi se presenta en carbonos con dobles y triples enlaces.



La fórmula condensada: indica el total de átomos de cada especie presentes en una molécula. Por ejemplo la fórmula condensada del etano es C2H6, que nos indica que esta molécula contiene 2 átomos de carbono y 6 de hidrógeno. La fórmula semidesarrollada: muestra únicamente los enlaces carbono-carbono y el número de hidrógenos contenidos en cada carbono. En el caso del etano su fórmula semidesarrollada sería: CH3-CH3 La fórmula desarrollada: indica en un plano la estructura de la molécula. Representan el modo de agrupación de todos los átomos que la forman y señalan los enlaces por medio de líneas. La formula desarrollada del etano sería:

De esta manera, las diferentes fórmulas de los compuestos orgánicos nos permiten comprender la forma en que se enlazan los átomos (figura 8).

Condensada Semidesarollada Desarrollada

C3H8 CH3 - CH2 - CH3

Figura 8. Formulas condensada, semidesarrollada y desarrollada del propano

Los compuestos orgánicos se encuentran agrupados para su fácil estudio en grupos funcionales, los cuales les confieren las propiedades físicas y químicas a los compuestos. En la tabla 2, aparecen los grupos funcionales más importantes.



Tabla 2. Principales grupos funcionales

Se puede decir que un grupo funcional es el conjunto de átomos enlazados de un modo especial que genera un conjunto de propiedades químicas que caracteriza a una familia de compuestos orgánicos. A continuación, revisaremos cada uno de estos grupos funcionales y la forma correcta de nombrar a sus compuestos. Actividad 3. Tetravalencia del carbono

Para realizar esta actividad es importante que recuerdes que el carbono siempre forma cuatro

enlaces, para ello debes considerar los enlaces formados con los otros carbonos y completar

los faltantes con hidrógenos.

Para la segunda parte de la actividad necesitarás: palillos, plastilina de color azul marino y

blanca, y cámara (digital o análoga).

7. El (la) Facilitador (a) te proporcionará una serie de 10 esqueletos de carbonos, los

cuales deberás completar con el número de hidrógenos pertinentes para cumplir con

su tetravalencia.

8. Para elaborar una estructura de un compuesto que te proporcione tu Facilitador (a),

realiza lo siguiente:

Arma la estructura del compuesto utilizando palillos y bolitas de plastilina.

Para los carbonos usa la plastilina de color azul y para los hidrógenos la de

color blanco.



Toma fotos de tus modelos e inclúyelos en tu trabajo.

Indica para cada modelo el nombre de la molécula, familia o grupo a la que

pertenece y geometría de sus carbonos de acuerdo al tipo de enlace.





10. Sube tu archivo a la base de datos y espera los comentarios de tus compañeros. Es





4.1.2. Alcanos, alquenos y alquinos ¿Alguna vez has escuchado la palabra hidrocarburos? Seguramente sí, en algún noticiero, cuando dicen… “hay gran escasez de hidrocarburos” o los “hidrocarburos aumentaron su precio”. Pues como sabrás, existe un conjunto numeroso de estos compuestos orgánicos que se caracterizan por contener únicamente carbono e hidrógeno en su estructura, de ahí su nombre. Estas sustancias son extraídas del petróleo, un recurso natural no renovable. Los hidrocarburos incluyen a las familias químicas de los alcanos, alquenos y alquinos, principalmente. Su estudio es de gran importancia para comprender la naturaleza de todos los demás compuestos orgánicos; por lo que a continuación analizaremos cada una de estas familias. Los alcanos son compuestos formados únicamente por carbono e hidrógeno. En esta familia los carbonos están unidos mediante enlaces simples (sigma σ), los cuales son poco reactivos. Los alcanos se clasifican en lineales, ramificados y cíclicos. La tabla 3, muestra la estructura y las fórmulas semidesarrolladas, de los primeros 10 alcanos lineales.



Tabla 3. Nomenclatura y fórmula semidesarrollada de los primeros 10 alcanos lineales

La fórmula general de los alcanos es CnH2n+2 en donde n es el número de carbonos; por ejemplo si queremos conocer la fórmula del hexano, entonces sabremos que el compuesto contiene 6 carbonos y 14 hidrógenos, al sustituir el número de carbonos en la fórmula general. Los nombres metano, etano, propano y butano tienen raíces históricas, pero a partir del pentano (5 carbonos) los alcanos se nombran mediante los prefijos griegos numerales, que señalan el número de carbonos (tabla 4).

Número de C

Numeral griego

Número de C

Numeral griego

Número de C

Numeral griego

1 Meta 11 Undeca 30 Triaconta 2 Eta 12 Dodeca 31 Hentriaconta 3 Propa 13 Trideca 32 Dotraiconta 4 Buta 14 Tetradeca 40 Tetraconta 5 Penta 15 Pentadeca 50 Pentaconta 6 Hexa 16 Hexadeca 60 Hexaconta 7 Hepta 20 Eicos 70 Heptaconta 8 Octa 21 Heneicos 80 Octaconta 9 Nona 22 Docos 90 Nonaconta

10 deca 23 Ticos 100 Hecta Tabla 4. Prefijos numerales griegos que indican el número de carbonos en los alcanos

Todos los alcanos tienen la terminación –ano. Si todos los alcanos fueran lineales sería muy fácil nombrarlos, sin embargo, la mayoría de ellos son ramificados. Para nombrar a los alcanos



y a todas las familias de compuestos se siguen las reglas de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Esta agrupación ha desarrollado un sistema detallado de nomenclatura y sus reglas son aceptadas mundialmente para nombrar dichos compuestos orgánicos. Para nombrar y escribir las fórmulas de los alcanos, se necesita identificar a los grupos alquilo. Estos grupos son las ramificaciones o arborescencias que salen de la cadena principal y es muy importante reconocerlos. Los grupos o radicales alquilo provienen de los alcanos más sencillos y para formarlos únicamente se debe eliminar un átomo de hidrógeno de uno de los carbonos. Respecto a su nomenclatura, basta sustituir la terminación –ano por –il, como se muestra en la tabla 5.

Tabla 5. Principales grupos alquil o alquilo

Como se mencionó los alcanos ramificados se nombran siguiendo las reglas de nomenclatura establecidas por la IUPAC, para describirlas veamos su aplicación en el siguiente ejemplo:

1. Localizar la cadena principal. En el compuesto se localiza la cadena más larga de átomos

de carbono.



2. Numerar la cadena principal. Se numeran los carbonos contenidos en la cadena principal,

a partir del extremo por el cual se obtenga la menor numeración posible para indicar la posición de las ramificaciones.

3. Nombrar los grupos alquilo. Se identifican y nombran las ramificaciones unidas a la cadena principal, en estricto orden alfabético. La posición y el nombre de los radicales se separan mediante el uso de guiones.

3-etil, 2-metil, 2-metil, 5-metil

4. Organizar grupos múltiples. Cuando estén presentes más de un mismo radical alquilo, se

utilizan los prefijos di-, tri-, tetra-, penta-, etcétera señalando la posición de los mismos.

3-etil, 2,2,5-trimetil

5. Nombrar cadena principal. Después de escribir el nombre de todas las ramificaciones, se

nombra la cadena principal como si fuera un alcano lineal.

3-etil, 2,2,5-trimetilheptano

Veamos nuevamente el procedimiento para asignar el nombre a un alcano, mediante las siguientes imágenes:



Nomenclatura Alcanos

3-etil, 2-metil, 2-metil, 5-metil, 6-metil, 6-metil



3-etil, 2,2,5,6,6-pentametil

3-etil, 2,2,5,6,6-pentametilheptano

En muchas ocasiones se tiene el nombre del compuesto y se requiere escribir la fórmula química. Para ello es recomendable dibujar la cadena principal como la de un alcano lineal, posteriormente los grupos alquilo y finalmente completar los hidrógenos faltantes en cada uno de los carbonos de la cadena, para completar su tetravalencia. Por ejemplo, para dibujar la estructura del compuesto 2-metil-4-etilhexano Primero dibujamos la cadena de carbonos, en este caso son seis por el prefijo numeral hexano.

C –C –C –C –C –C En seguida colocamos los grupos alquilo mencionados en la posición señalada:

2-metil-4-etilhexano

C -C -C -C -C -C

H2C

CH3

CH3 Finalmente, se completan con hidrógenos los carbonos de la cadena principal

2-metil-4-etilhexano



H2C

CH3

CH3

CH3-CH-CH2-CH-CH2-CH3

A diferencia de los alcanos, los alquenos son hidrocarburos que se caracterizan por tener dobles enlaces (un enlace sigma σ y un enlace pi π), el enlace pi es más débil y reactivo. Al igual que los alcanos, se puede predecir la fórmula condensada de cualquier alqueno, conociendo su fórmula general:

CnH2n. Los alquenos se nombran de forma similar a los alcanos, iniciando con el prefijo numeral griego que indica el número de carbonos, y en este caso finaliza con la terminación –eno, tal y como se muestra en la tabla 6.

Tabla 6. Nombres de algunos alquenos lineales

En este caso el doble enlace puede estar localizado en cualquiera de los carbonos de la cadena principal, por lo que es indispensable indicar su posición, como en el caso del buteno, del cual existen dos posibles estructuras:

CH2=CH-CH2CH3CH3-CH=CH-CH3

1-buteno 2-buteno También existen alquenos ramificados, los cuales se nombran siguiendo las reglas establecidas por la IUPAC para los alcanos, con la única diferencia que la cadena principal debe contener el doble enlace y la cadena principal se nombra con la terminación –eno, indicando la posición del doble enlace en esta.

Los alcanos contienen enlaces sencillos C-C y su terminación es –ano.



Para ilustrarlo mejor, demos nombre al siguiente compuesto:

1. Localizar la cadena principal. Se identifica a la cadena más larga de átomos de carbono que contenga el doble enlace.

2. Numerar la cadena principal. Se enumera la cadena a partir del extremo por el cual se

obtenga la menor numeración posible para el doble enlace y las ramificaciones.

3. Nombrar los grupos alquilo. Se nombran las ramificaciones unidas a la cadena principal,

en estricto orden alfabético.

5-etil, 4-isopropil, 7-metil

4. Organizar grupos múltiples. Cuando estén presentes más de un mismo radical, se utilizan

los prefijos di-, tri-, tetra-, penta-, etcétera señalando la posición de los mismos.



5-etil-4-isopropil-7-metil


nombra la cadena principal con la terminación –eno, y anteponiendo el número del carbono en el que inicia el doble enlace.

5-etil-4-isopropil-7-metil-2-octeno

Otra de las familias de los hidrocarburos son los alquinos, los cuales presentan un triple enlace entre carbono-carbono (1 enlace sigma σ y 2 enlaces pi π). La fórmula general de los alquinos es:

CnH2n-2 De igual forma, el nombre de los alquinos está compuesto del prefijo numeral griego, que nos indica el número de átomos de carbono de la cadena y la terminación, en este caso –ino (tabla 7).

Los alquenos presentan al menos un doble enlace carbono-carbono en su cadena principal, y su terminación es –eno.



Tabla 7. Nombre de algunos alquinos lineales

Para nombrar a los alquinos ramificados se siguen las mismas reglas utilizadas para la nomenclatura de los alquenos, con la única diferencia que la terminación –eno es cambiada por –ino. Para mostrarlo, daremos nombre al siguiente compuesto:

1. Localizar la cadena principal. Se identifica a la cadena más larga de átomos de carbono

que contenga el triple enlace.

2. Numerar la cadena principal. Se enumera la cadena a partir del extremo por el cual se

obtenga la menor numeración posible para el triple enlace.

3. Nombrar grupos alquilo. Se nombran las ramificaciones unidas a la cadena principal, en

estricto orden alfabético.

6-etil, 8-etil

4. Organizar grupos múltiples. Cuando estén presentes más de un mismo radical, se utilizan




6,8-dietil

5. Nombrar cadena principal. Después de escribir el nombre de todas las ramificaciones, se nombra la cadena principal con la terminación –ino, y anteponiendo el número del carbono en el que inicia el doble enlace.

6,8-dietil-4-nonino

En muchas ocasiones para facilitar la escritura de los compuestos orgánicos se utilizan líneas en zig zag, en las que cada uno de los vértices representa un carbono con sus respectivos hidrógenos. Por ejemplo, el pentano de 5 átomos de carbono lo podríamos representar de la siguiente manera:

CH3-CH2-CH2-CH2-CH3 = De igual manera los dobles y triples enlaces se pueden representar en este tipo de simbología.

CH3-CH2-CH=CH-CH2-CH3 = Existen otro tipo de hidrocarburos en los cuales las cadenas no son lineales sino cíclicas, estos compuestos se clasifican en cicloalcanos, cicloalquenos y cicloalquinos, debido a la presencia de enlaces simples, dobles y triples respectivamente. Para nombrar a los hidrocarburos cíclicos se siguen las mismas reglas establecidas para los alcanos, alquenos y alquinos, anteponiendo la palabra ciclo.

ciclohexano

Los alquinos presentan al menos un triple enlace Carbono-carbono en su cadena principal, y su terminación es –ino.



ciclopenteno

ciclobutino

Cuando los compuestos cíclicos presentan ramificaciones, para nombrarlos se toma de referencia la arborescencia más compleja en el caso de los cicloalcanos, y la doble o triple ligadura en los cicloalquenos y cicloalquinos.

4-etil-2-metil-ciclohexeno

1-isopropil-3-metilciclohexano

3-metilciclohexino Otra familia de hidrocarburos importante en química orgánica es la del benceno, el cual es una estructura cíclica de 6 átomos de carbono con 3 dobles enlaces intercalados, tal y como se muestra a continuación.

Los dobles enlaces se pueden mover a través de los carbonos, debido a que están intercalados, esto se conoce como resonancia, por ello al benceno en muchas ocasiones se representa con un hexágono y un círculo en el centro que simboliza la movilidad de sus enlaces.



Como te habrás dado cuenta, cada uno de los carbonos del benceno contienen un hidrógeno, este puede ser sustituido por algún radical alquilo, halógeno o grupo funcional. Los bencenos pueden ser monosustituidos, disustituidos o polisustituidos. Para nombrar a los bencenos monosustituidos, basta con nombrar el prefijo del sustituyente y añadirle la palabra benceno.

metilbenceno

isopropilbenceno

Br

bromobenceno

OH

hidroxibenceno En el caso de los bencenos disustituidos, se indica la posición de los sustituyentes con los prefijos orto (posición 1 y 2), meta (posición 1 y 3) y para (posición 1 y 4).

orto-dimetilbenceno

o-dimetilbenceno

Cl

meta-clorometilbenceno

m-clorometilbenceno

para-etilmetilbenceno

p-etilmetilbenceno

Muchos de los bencenos sustituidos tienen nombres comunes, por ejemplo el metilbenceno también se conoce como tolueno, en la tabla 8, se muestran algunos de estos compuestos con sus respectivos nombres comunes.

Estructura Nombre IUPAC (sistemático)

Nombre común

Metilbenceno Tolueno

OH

Hidroxibenceno Fenol

NH2

Aminobenceno Anilina

p-dimetilbenceno p-xyleno

Tabla 8. Nombres sistemáticos y comunes de algunos bencenos sustituidos

Hasta este momento hemos revisado los compuestos que contienen básicamente en su estructura carbono e hidrógeno; sin embargo también existen otros elementos que pueden integrarse a estas estructuras dando lugar a otros grupos funcionales, tal es el caso del oxígeno y nitrógeno, que dan lugar a los alcoholes, éteres y aminas; los cuales revisaremos a continuación.



4.1.3. Alcoholes, éteres y aminas Además de los hidrocarburos, existen una gran variedad de compuestos que son de gran utilidad en la industria además de estar presentes en la naturaleza. Entre estos compuestos encontramos a los alcoholes. Los alcoholes son compuestos que se caracterizan por contener el grupo hidroxilo –OH. Estos compuestos se clasifican de acuerdo al átomo de carbono al que estén unidos, tal y como se muestra en la tabla 9.

Tabla 9. Tipos de alcoholes de acuerdo al carbono unidos

Para nombrar a los alcoholes sencillos, se indica el prefijo numeral griego de acuerdo al número de átomos de carbono o el radical alquilo y se adiciona la terminación –ol. Por ejemplo:

CH3 OH

metanol

OHCH3

etanol

CH3

OH propanol

CH3

OH

CH3

isopropanol

En el caso de estructuras ramificadas, se utilizna como base las reglas de nomenclatura de los alcanos, indicando la posición del grupo hidroxilo (-OH) y cambiando la terminación –ano por –ol. Por ejemplo, veamos cómo se nombra el siguiente compuesto:

CH3

CH3

CH3

OH

CH3 1. Localizar la cadena principal. Se identifica a la cadena más larga de átomos de carbono

que contenga el grupo hidroxilo (-OH). En este caso la cadena está señalada en rojo.



CH3

CH3

CH3

OH

CH3 2. Numerar la cadena principal. Se enumera la cadena a partir del extremo por el cual se

obtenga la menor numeración posible para indicar la posición del carbono que soporta el grupo hidroxilo.

CH3

CH3

CH3

OH

CH3

12

34

56

3. Nombrar grupos alquilo. Se nombran las ramificaciones unidas a la cadena principal, en

estricto orden alfabético.

CH3

CH3

CH3

OH

CH3

12

34

56

metilo

etilo

4-etilo, 5-metilo 4. Organizar grupos múltiples. Cuando estén presentes más de un mismo radical, se utilizan


CH3

CH3

CH3

OH

CH3

12

34

56

metilo

etilo

4-etilo-5-metilo


nombra la cadena principal con la terminación –ol, anteponiendo el número del carbono en el que localiza el grupo hidroxilo.

CH3

CH3

CH3

OH

CH3

12

34

56

metilo

etilo

4-etilo-5-metilo-3-hexanol

Los alcoholes contienen al grupo –OH, y su terminación es -ol



Otro grupo importante es el de los éteres, los cuales se caracterizan por contener un oxígeno unido a dos radicales alquilo. Para nombrarlos se mencionan los grupos alquilo unidos al oxígeno, en orden alfabético, seguidos de la palabra éter. Como se muestra a continuación:

CH3

OCH3

dimetiléter

CH3

O CH3

etilmetiléter

O

difeniléter

CH3

OCH3 CH3

etilisopropiléter

En el caso de éteres con estructuras más complejas, se nombra según la IUPAC considerando que uno de los radicales (el mayor si se trata de un éter asimétrico) es un hidrocarburo que lleva como sustituyente el grupo alquilo pequeño con el oxígeno, al que se denomina grupo alcoxi.

CH3 CH3

OCH3

2-metoxipentano

CH3 OCH3

CH3

CH3 1-isopropoxi-2-metilpropano

(isobutilisopropiléter)

OCH3

O

CH3

OCH3

1,3,5-trimetoxibenceno Las aminas son otro importante grupo de sustancias que están presentes en muchos de los compuestos estructurales de los seres vivos, como son las proteínas. Las aminas se caracterizan por contener en lugar de oxígeno como los éteres, el elemento nitrógeno. Las aminas se clasifican en primarias, secundarias y terciarias, de acuerdo al número de sustituyentes alquilo del nitrógeno.

CH3 NH2 Amina primaria

CH3 NH

CH3 Amina secundaria

CH3 N

CH3

CH3

Amina terciaria

Se nombran utilizando como prefijo el radical o radicales unidos al átomo de nitrógeno, en estricto orden alfabético, y como sufijo la palabra –amina.

Los éteres presentan –O- en su cadena y su terminación es –éter.



CH3 NH2 metilamina

CH3 NH

CH3 etilmetilamina

CH3 N

CH3

CH3

CH3

etilisopropilmetilamina

NH

CH3

CH3

CH3 etilispropilamina

Cuando la función amina actúa como sustituyente en la cadena principal se utiliza el prefijo –amino.

CH3 CH3

CH3NH2

2-amino-4-metilpetano

4.1.4. Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos Los aldehídos son una clase de compuestos que poseen un grupo carbonilo (-C=O) unido al menos a un hidrógeno (H-C=O). Para nombrar a los aldehídos, la cadena principal debe contener al carbono carbonílico y ser la más larga y ramificada posible, cuyo nombre será el del alcano correspondiente, pero con la terminación –al.

O

H H metanal

O

H CH3 etanal

O

HCH3

propanal

O

H CH3 butanal

Para nombrar a los aldehídos ramificados, deben seguirse las reglas descritas para nombrar a los alcanos. Cabe señalar que no es necesario indicar la posición del carbono carbonílico, dado que siempre lleva el número 1.

Las aminas contienen N en su cadena y su terminación es –amina.

Los aldehídos poseen el grupo carbonilo unido carbono y a un hidrógeno, su terminación es -al.



Las cetonas son otro grupo de compuestos que, al igual que los aldehídos, poseen en su estructura un carbono carbonílico (-C=O), pero con la diferencia de que en las cetonas dicho grupo no posee enlaces con hidrógeno, de modo que está unido a otros dos carbonos mediante enlaces sigma. La nomenclatura IUPAC de las cetonas sigue las mismas reglas y consideraciones que se aplican para los alcanos, con la diferencia de que la terminación del nombre de la cadena principal cambia de –ano a –ona, además de que se debe indicar la posición del carbono carbonílico.

CH3 CH3

O

2-propanona

CH3

O

CH3

2-butanona

O

CH3CH3

3-pentanona

CH3

CH3

OCH3

CH3

CH3

4-etil-2,5-dimetil-3-hexanona

O

CH3

3-metilciclohexanona

CH3

CH3

O

CH3 3-metil-2-butanona

Los ácidos carboxílicos son un grupo de compuestos que contienen además de carbono carbonílico (-C=O) el grupo hidroxilo (-OH). Para nombrar a esta familia de compuestos, se inicia con la palabra ácido seguida del prefijo griego que indica el número de carbonos (incluyendo el carbonílico) y finalizando co la terminación –oíco.

OH

O

CH3 Ácido etanoíco

OHCH3

O

Ácido propanoíco

OH

O

CH3

CH3

Ácido 3-metilbutanoíco

Existen compuestos que contienen más de un grupo funcional en su estructura, para ello se elige el grupo de mayor prioridad de acuerdo a la tabla 10. Como se puede apreciar los compuestos de mayor prioridad son los ácidos carboxílicos, seguidos por los aldehídos y cetonas, alcoholes, aminas y por último los alquenos y alquinos. El sufijo del nombre del

Las cetonas contienen el grupo carbonilo unido dos átomos de carbono, y su terminación es -ona.

Los ácidos carboxílicos poseen el grupo carbonilo unido carbono y a un -OH, su nombre se forma iniciando con la palabra ácido, seguida del numeral griego y la terminación -oíco.



compuesto corresponde al grupo funcional de mayor prioridad, los demás grupos se citan como sustituyentes (prefijos).

Grupo funcional Nombre como sufijo Nombre como prefijo

Ácido carboxílico Ácido -oíco carboxi Aldehído -al oxo cetona -ona oxo amina -amina amino alqueno -eno alquenil alquino -ino alquinil alcano -ano alquil

Tabla 10. Prioridad de algunos grupos funcionales

Para comprender mejor esta situación, vayamos a ver los siguientes ejemplos:

CH3

CH3

CH3

OHO 3-hidroxi-7-metil-5-nonanona

CH3 CH3

O

O H

OH

2-(1-hidroxietil)-3-oxohexanal

En el primer caso, el grupo de mayor prioridad es la cetona y en el segundo caso el aldehído, los grupos restantes fueron nombrados como sustituyentes de la cadena principal.

Actividad 4. Foro: identificando grupos funcionales

Antes de participar en el foro

1. Selecciona 10 medicamentos presentes en tu botiquín e investiga su estructura química y nombre.

2. Señala los grupos funcionales presentes en cada una de las estructuras de los medicamentos.


1. Responde:

¿Cuál es el grupo o grupos funcionales que más se repiten en los medicamentos?

¿A qué consideras que es debida la presencia de estos grupos funcionales en los

medicamentos?

2. Intercambia opiniones con tus compañeros y recuerda ser respetuoso con tus comentarios.





Actividad 5. Nomenclatura Orgánica

Para realizar esta actividad es importante que tengas presente las estructuras de los

principales grupos funcionales, de esta manera te será más fácil nombrar a los compuestos.

1. Elabora una tabla en la que se indique el nombre del grupo funcional, estructura

general, terminación y ejemplo.

2. El (la) Facilitador (a) te proporcionará una serie de 10 compuestos, ya sea nombre o

fórmula, de los cuáles deberás establecer su fórmula o nombre según corresponda con

base en las reglas de la IUPAC.

3. Explica cómo diferencias los siguientes grupos funcionales: alcanos de alquenos,

aldehídos de cetonas, alcoholes de éteres y ácidos carboxílicos de aminas.










Antes de revisar las propiedades químicas de los compuestos orgánicos, veamos cómo son las propiedades físicas, para ello realiza la siguiente actividad. Actividad 6. Propiedades físicas

El (la) Facilitador(a) organizará equipos de tres integrantes y te asignará un número de equipo

con el que realizarás la actividad.

1. El (la) Facilitador (a) proporcionará a cada equipo 1 grupo funcional con el que

deberán realizar lo siguiente:

Investiguen los puntos de fusión y ebullición de los primeros 10 compuestos

del grupo funcional asignado.

Grafiquen en Excel los datos y elaboren una conclusión respecto a la

modificación de las propiedades al incrementarse el número de átomos de

carbono.

2. Al finalizar la actividad guarden su primera versión del documento con la siguiente

nomenclatura QUI_U4_A6E1_XX. Sustituyan las XX por el número de su equipo.

*Recuerden que su archivo no deberá pesar más de 4MB.

3. Para poder subir su trabajo a la base de datos, es importante que asignen a un

representante de equipo que será el encargado de subir la primera versión. La segunda

la enviará cada uno de los integrantes del equipo para que pueda ser evaluado.



4. Suban el archivo a la base de datos y esperen los comentarios de sus compañeros. Es

importante que ustedes también descarguen al menos dos de los trabajos que suban

los demás equipos, para que puedan realizar aportes con respeto y acierto.

Consideren los aportes para mejorar su trabajo y suban la segunda versión con la

siguiente nomenclatura QUI_U4_A6E2_XX. Sustituyan las XX por el número de su

equipo. En caso de dudas puedes participar en el foro, compartiéndolas.

*Recuerda que tu archivo no debe pesar más de 4 MB.

4.1.5. Reacciones de adición, eliminación y sustitución Cada transformación química implica un cambio en la relación estructural de sus átomos. Al llevarse a cabo una reacción química se rompe algunos enlaces y se forman otros nuevos. En química orgánica las reacciones se pueden realizar mediante dos tipos de ruptura de enlaces, la homolítica y la heterolítica. a) Ruptura homolítica, este tipo de ruptura tiene lugar cuando el enlace covalente se rompe

de manera equitativa; esto es cada uno de los fragmentos se lleva consigo a uno de los electrones que formaban el enlace original. Este proceso da lugar a especies química denominadas radicales libres.

b) Ruptura heterolítica; se presenta cuando la rotura del enlace es asimétrica, es decir, uno

de los fragmentos del enlace se queda con los dos electrones del enlace original. Este proceso origina la formación de iones, una especie cargada negativamente (anión) y otra cargada positivamente (catión).



Los principales tipos de reacciones que presentan los compuestos orgánicos son: la adición, la sustitución y la eliminación Las reacciones de adición son las que se presentan al haber enlaces múltiples como en el caso de los alquenos y los alquinos, así como en el grupo carbonilo de aldehídos y cetonas. Consisten en la adición de dos especies químicas al enlace múltiple de una molécula insaturada, tal y como se indica en la siguiente ecuación:

C C

H

HH

H

+ A Z C C

H

H

A Z

H

H

En este caso la reacción se lleva a cabo mediante la formación de iones, por una adición electrofílica porque comienzan con el ataque del electrófilo (aceptores de electrones) al enlace múltiple, seguido de la adición del nucleofilo (dadores de electrones). En el caso de los alquenos y los alquinos, las reacciones de adición más comunes que se presentan son:

Nombre de reacción

Ejemplo

Hidrogenación

+ H2CH3 CH CH2 CH3 CH2 CH3

CH3 C CH + H2 CH3 CH CH2

Halogenación

+ Cl ClCH3 CH CH2 CH3 CH CH2

Cl Cl

CH3 C CH + Cl Cl CH3 C CH

Cl Cl Hidrohalogenación

+ H ClCH3 CH CH2 CH3 CH CH2

Cl H

CH3 C CH + H Cl CH3 C CH

Cl H

Hidratación

+CH3 CH CH2 CH3 CH CH2

OH H

OH2



CH3 C CH + CH3 C CH

OH H

OH2CH3 C CH2

O H

Como podrás apreciar los grupos que se adicionan al doble o triple enlace, lo pueden hacer en cualquiera de los dos carbonos, siempre y cuando el doble enlace sea simétrico (igual número de hidrógenos en cada átomo de carbono), de hecho se obtienen mezclas de compuestos (isómeros); sin embargo, cuando el enlace es asimétrico y la molécula a adicionarse contiene hidrógeno, este se adicionará al carbono con mayor número de hidrógenos, este fenómeno se explica mediante la regla de Markovnikoff que dice: Cuando un reactivo asimétrico se adiciona a de la insaturación que tenga el número mayor de hidrógenos, tal y como se muestra a continuación:

CH3-CH = CH2 + HBr → CH3-CH2 – CH2Br (menor proporción)

CH3-CH = CH2 + HBr → CH3-CHBr – CH3 (mayor proporción) Las reacciones de sustitución son aquellas en las que un átomo o grupo atómico es sustituido o desplazado por otro. La siguiente ecuación representa un proceso de sustitución.

H C

H

A

H

+ Z H C

H

Z

H

+ A

Se pueden clasificar como reacciones de sustitución por radicales libres, de sustitución nucleofila o de sustitución electrófila. Las reacciones de eliminación constituyen el proceso inverso a las reacciones de adición y consiste en la pérdida de átomos, o grupo de átomos de una molécula, con formación de enlaces múltiples o anillos.

C C

H

HH

H

+ A ZC C

H

H

A Z

H

H

La reacción de deshidratación de alcoholes para formar un alqueno o la reacción de deshidrobromaciòn inducida por bases son ejemplos de reacciones de eliminación



Actividad 7. Reacciones orgánicas

1. Investiga y establece las reacciones que se realizan en los siguientes fenómenos:

Combustión de gas en una estufa.

Obtención de vinagre por fermentación

Combustión de una vela

Respiración 2. A manera de conclusión, indica el proceso que más hallaste en los fenómenos

pasados.










4.2. Macromoléculas Otro grupo importante de compuestos orgánicos son las macromoléculas, las cuales son sustancias de elevada masa molecular, que contienen unidades estructurales repetidas, llamadas monómeros. En este caso estudiaremos a las denominadas biomoléculas que constituyen a todos los seres vivos. Las biomoléculas, al igual que todos los compuestos orgánicos, están constituidas principalmente por carbono, hidrógeno, oxígeno, fósforo y azufre. Las más importantes son los Carbohidratos, Proteínas y Lípidos. Las cuales analizarás de manera individual para conocer sus características y propiedades.

4.2.1. Carbohidratos La fuente principal de energía para los seres vivos son los carbohidratos. Son compuestos que contienen carbono, hidrógeno y oxígeno. Durante el metabolismo se queman para producir una gran cantidad de energía y liberan dióxido de carbono y agua. Los carbohidratos se pueden dividir en tres grupos:

Monosacáridos

Disacáridos

Polisacáridos



Los monosacáridos son los carbohidratos más sencillos, también conocidos como azúcares simples, los tres más comunes son: glucosa, fructosa y galactosa (figura 9).

OH

O

H OH

OH H

H OH

H OH

OH

OH H

H OH

H OH

O

OH

OH

O

H OH

OH H

OH H

H OH

Figura 9. Estructuras de la glucosa, fructosa y galactosa respectivamente

Como podrás apreciar en su estructura están presentes los grupos funcionales aldehído, cetona y alcoholes, por estos últimos es que se les dio en un inicio el nombre de carbohidratos, pues se pensaba que eran moléculas hidratadas. La glucosa se encuentra en frutas, verduras y otros vegetales. La glucosa es el principal metabolito en la obtención de energía, se oxida para producir dióxido de carbono y agua, que se eliminan con la respiración. La fructosa se encuentra en la miel de abeja y algunos jugos de frutas. La galactosa es un monosacárido que se forma, cuando las enzimas fraccionan la lactosa o azúcar de la leche. Aunque se pueden representar en forma abierta, los monosacáridos de cinco o más carbonos se encuentran fundamentalmente en forma cerrada, debido a que el grupo carboxilo forma parte de un anillo hemiacetalico, al reaccionar con un alcohol de la misma molécula. El anillo puede ser de 5 o 6 átomos. Si tienen cinco átomos la forma se llama furanosa, por analogía con la estructura del heterociclo furano, y si tiene 6 átomos, la forma se llama piranosa, por su analogía con la estructura del pirano. Los monosacáridos forman anillos al reaccionar los alcoholes de la misma molécula, mediante la formación de hemiacetales, como se indica a continuación:

Figura 10. Formación del hemiacetal en la glucosa



En este caso se forman la α-D-glucopiranosa (alcohol en carbono 1 hacia arriba) y la β-D-glucopiranosa (alcohol en carbono 1 hacia abajo), llamadas piranosas por su similitud con el pirano. Los disacáridos, compuestos de azúcares simples, necesitan que el cuerpo los convierta en monosacáridos para poder asimilarlos. Ejemplos de disacáridos son la sacarosa, la lactosa y la maltosa. La sacarosa es el nombre científico del azúcar que habitualmente utilizamos para endulzar nuestras bebidas. La lactosa es el disacárido que se encuentra en la leche humana y animal. La maltosa se encuentra en las semillas germinadas. En un disacárido los monosacáridos se unen mediante enlaces glicosídicos

Figura 11. Enlace glucosídico de un monosacárido

Compuesto Unidades componentes

Maltosa (glucosa- glucosa) Sacarosa (glucosa-fructosa) Lactosa (glucosa-galactosa)

Celobiosa (glucosa-glucosa) Tabla 11. Monosacáridos componentes de algunos disacáridos

Los polisacáridos son los carbohidratos más complejos. Ejemplos de polisacáridos son: el almidón, y la celulosa. La celulosa es un homopolímero de la D-glucosa sumamente insoluble en agua. Sus enlaces glucosídicos del acetal son beta, lo que pone a todos los sustituyentes en posición ecuatorial, dando como resultado un políemro muy estable. Forma parte de la madera y del algodón. Cuando cualquiera de los carbohidratos digeribles se consume en exceso, el organismo los convierte en grasa que se deposita como tejido adiposo debajo de la piel. El almidón es una fuente de energía importante para los seres humanos. Es una mezcla de dos polímeros: la amilopectina (80%), insoluble en agua y la amilosa (20%), soluble en agua. En ambos casos, también es un homopolímero de la D-glucosa. Los enlaces glucosídicos son α-1,4´ en su mayoría y α-1,6´en menor proporción. Se encuentra en los granos de cereales, así como en raíces comestibles tales como las papas. El almidón se libera durante la cocción, cuando el calor rompe los gránulos.



Figura 12. Estructuras de la celulosa y el almidón

4.2.2. Lípidos Los lípidos son sustancias químicamente muy diversas. Sólo tienen en común el ser insolubles en agua u otros disolventes polares y solubles en disolventes no polares u orgánicos, como el benceno, el éter, la acetona, el cloroformo, etc. Los lípidos desempeñan funciones importantes en los seres vivos, entre las que encontramos las siguientes:

a) Estructural: son componentes estructurales de las membranas celulares. b) Energéticas: sirven de reserva energética, pues proporcionan una gran cantidad de

energía. c) Protectora: las ceras impermeabilizan las paredes celulares de los vegetales y de las

bacterias y tienen funciones protectoras en los insectos y en los vertebrados. d) Transportadora: Sirven de transportadores de sustancias en los medios orgánicos. e) Reguladora del metabolismo: Contribuyen al funcionamiento normal del organismo:

las vitaminas A, D, K y E, las hormonas sexuales, entre otras. f) Reguladora de la temperatura: Regulan la temperatura corporal de algunos animales

de aguas frias. Los lípidos se clasifican en:

Ácidos grasos

Acilglicéridos

Ceras

Fosfolípidos

Esteroides Los ácidos grasos son ácidos orgánicos de elevado número de átomos de carbono. La cadena puede o no contener dobles enlaces. En el primer caso se dice que el ácido graso es insaturado y en el segundo, saturado. Los ácidos grasos se diferencian por el número de carbonos y la posición de los dobles enlaces.



Figura 13. Estructura de un ácido graso saturado e insaturado.

Los acilglicéridos o grasas son ésteres de la glicerina y de los ácidos grasos. Si un ácido graso se une a la glicerina, tendremos un monoaciglicérido, si son dos, un diacilglicérido, y si son tres, un triacilglicérido o triglicérido, también llamados grasas neutras. Los ácilglicéridos sencillos contienen un solo tipo de ácido graso, mientras que los mixtos tienen ácidos grasos diferentes.

Figura 14. Estructura de un ácilglicérido o triglicérido.

Las ceras son ésteres de un monoalcohol y de un ácido graso, ambos de cadena larga: Los fosfolípidos forman parte de las membranas celulares. Derivan de la glicerina o de la esfingosina, un alcohol más complejo. Los derivados de la glicerina se4 llaman fosfoglicéridos y los que derivan de la esfingosina: esfingolipidos. Los esteroides son lípidos derivados del ciclo del esterano (ciclopentano-perhidrofenantreno). Muchas sustancias importantes de los seres vivos son esteroides o derivados de los esteroides. Por ejemplo: el colesterol, los ácidos biliares, las hormonas sexuales, las hormonas de la corteza suprarrenal, muchos alcaloides, etc.



Figura 15. Estructuras de algunos esteroides.

4.2.3. Proteínas Las proteínas son moléculas orgánicas complejas que se encuentran en células animales y vegetales. Son polímeros en los que se tienen como unidades monoméricas a los aminoácidos. Las proteínas tienen diversas funciones, entre las más importantes encontramos su función enzimática, en las que funcionan como catalizadores para acelerar los procesos bioquímicos de los seres vivos. Las proteínas están constituidas de largas cadenas de unas sustancias denominadas aminoácidos. Por hidrólisis de proteínas se han identificado 20 aminoácidos distintos. Los aminoácidos poseen dos grupos funcionales característicos: un grupo amino –NH2 y un grupo carboxílico –COOH (figura 16)



Figura 16. Estructura general de un aminoácido

De todos los aminoácidos naturales, existen unos que pueden ser sintetizados por las células del organismo humano a partir de materiales sencillos que contengan C, O, H y N, pero otros tienen que adquirirse necesariamente con la dieta. Estos últimos se denominan aminoácidos esenciales para la especie humana, y son: valina, leucina, isoleucina, treonina, metionina, fenilamina, triptófano y lisina. Para formar las proteínas los aminoácidos se unen mediante enlaces peptídicos; el cual es un enlace covalente que se establece entre el grupo carboxilo de un aminoácido y el grupo amino del siguiente, dando lugar al desprendimiento de una molécula de agua (figura 17).

Figura 17. Formación del enlace peptídico entre dos aminoácidos

Las proteínas básicamente presentan 4 estructuras: la primaria, la secundaria, la terciaria y la cuaternaria.



La estructura primaria está determinada por la secuencia de aminoácidos en el cadena proteica, es decir, el número de aminoácidos y el orden en que están enlazados:

Figura 18. Estructura primaria de una proteína

La estructura secundaria es la disposoición de la secuencia de aminoácidos en el espacio. Los aminoácidos, a mediad que van siendo enlazados y gracias a que tienen capacidad de giro en sus enlaces, adquieren una posición espacial estable. Existen dos tipos de estructura secundaria:

1. La alfa-helice 2. La lamina beta

Figura 19. Estructuras secundarias de una proteína.

La estructura terciaria informa sobre la disposición de la estructura secundaria de un polipéptido al plegarse sobre sí misma originando una conformación globular.



Figura 20. Estructura terciaria de una proteína.

La estructura cuaternaria informa de la unión, mediante enlaces débiles (no covalentes) de varias cadenas polipeptídicas con estructura terciaria, para formar un complejo proteíco. Cada una de estas cadenas reciben el nombre de protómero (figura 21).

Figura 21. Estructura cuaternaria de la proteína hemoglobina

Actividad 8. Enzimas en verduras

Realiza el experimento y observa cual de las verduras contiene mayor cantidad de la enzima

catalasa

6. Para realizar la actividad reúne el siguiente material:

- 5 vasos pequeños

- 1 botella de peróxido de hidrógeno

- 5 diferentes verduras y frutas (papa, jitomate, zanahoria, manzana y tomate)

- jabón para lavar trastes líquido

7. Una vez que has conseguido todo, realiza lo siguiente:



7.2. Corta pedazos de la fruta o verdura de tamaños muy semejantes de 1cmx

1cmx1cm

7.3. Coloca agua oxigenada en los vasos, la misma cantidad (aproximadamente 2

cm)

7.4. Adiciona dos gotas de jabón líquido a cada vaso.

7.5. Agrega un trozo de verdura o fruta por vaso.

7.6. Observa y anota lo que sucede. ¿en qué vaso se presentó mayor cantidad de

espuma? ¿a qué se debe?

7.7. Elabora un cuadro anotando 5 cruces para el de mayor cantidad de espuma y

1 cruz para el de menor.

8. Realiza el reporte de la actividad de acuerdo con los siguientes apartados:

Título

Nombre

Introducción

Modelo teórico

Desarrollo

Datos

Análisis de datos

Resultados

Conclusiones

Bibliografía 9. Guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U4_A8_XXYZ. Sustituye

las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu

apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu

documento no deberá pesar más de 4MB.

10. Envía tu reporte al Facilitador (a) mediante la sección de Tareas y espera su

retroalimentación.

Autoevaluación Es momento de comprobar los conocimientos y las habilidades desarrolladas con el estudio de esta unidad. Para ello, contesta la autoevaluación que se te presenta.

Evidencia de aprendizaje. Implementación del proyecto:

Cuidando el medio ambiente.

Al finalizar la asignatura deberás entregar un proyecto de investigación, el cual debe estar

relacionado con alguno de los siguientes temas:


Biocombustible




En la tercera Unidad realizaste la planeación del proyecto. Ahora corresponde llevar a cabo su

ejecución o implementación.

Con base en tu planeación, en forma hipotética desarrolla el proyecto y plantea los

posibles resultados e inconvenientes que tendrá. Efectúa lo que se te indica a

continuación:

Realiza en un archivo un reporte del desarrollo del proyecto, elaborando los

apartados siguientes:

o Desarrollo del proyecto de acuerdo a la planeación y cronograma de

actividades.

o Resultados (Plantea todas las reacciones o transformaciones orgánicas que se

realicen en el proyecto, indicando la naturaleza de cada uno de los compuestos

involucrados, nombre y propiedades físicas y químicas).

o Análisis de resultados.

o Conclusiones.

o Referencias de acuerdo al formato APA.

10. Guarda tu reporte con el nombre QUI_U4_EU_XXYZ. Sustituye las XX por las primeras

dos letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la

inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu archivo no debe pesar más de 4 MB.

11. Envía tu documento a tu Facilitador (a) para obtener la retroalimentación

correspondiente.

12. Consulta la Escala de evaluación para conocer los criterios de evaluación de la

evidencia de aprendizaje.

Cierre de la unidad Como te habrás dado cuenta, los compuestos orgánicos son un grupo de sustancias bastante heterogéneas y que tienen una gran facilidad para reaccionar y dar lugar a otras sustancias, además de que existen numerosas sustancias con la misma cantidad de elementos que presentan un arreglo estructural diferente. En esta unidad revisamos algunas de las reacciones básicas que sufren los compuestos; sin embargo, en la realidad sufren muchas más. Finalmente revisamos las macromoléculas más importantes como son: los lípidos, los carbohidratos y las proteínas, que tienen funciones especiales en los seres vivos y sin las cuales no sería posible la vida. En la última unidad de nuestro curso analizaremos la forma en la que las sustancias se interrelacionan para dar lugar a nuevos productos mediante las llamadas ecuaciones químicas, las cuales deben cumplir la ley de la conservación de la materia, establecida por Lavoisier.



Consideraciones específicas de la Unidad




También se cuenta con un cuadernillo de ejercicios, para que al realizarlos puedas afianzar los

contenidos revisados. Para ello, te sugerimos realizar en forma individual cada uno de los

ejercicios, para que posteriormente socialices tus resultados con tus compañeros, mediante el

uso del foro de dudas.

En la siguiente tabla encontrarás los ejercicios que puedes realizar de acuerdo a los temas

revisados.

Contenidos Ejercicios sugeridos

4.1.1. Conceptos fundamentales 1

i. Alcanos, alquenos y alquinos 2, 3, 4, 5, 6

ii. Alcoholes, éteres y aminas 7, 8

iii. Aldehidos, cetonas, ácidos carboxílicos 9, 10

Para saber más

Lee el artículo “Radicales libres, antioxidantes naturales y mecanismos de protección” de Marcia Avelloy Mario Suwalsky, en el que encontrarás más detalle de la utilidad de los radicales libres para una gran variedad de reacciones metabólicas.

Fuentes de consulta




Culturales.



MacMurry, J. (2009). Química Orgánica. México, Thomson Paraninfo.

Morrison. (1999). Química Orgánica. México, Fondo Educativo Interamericano.



Unidad 5. Estequiometría

Propósito En la presente unidad analizarás la forma en la que reaccionan las sustancias, así como las relaciones cuantitativas que se establece en todo cambio químico. Esto te permitirá conocer la cantidad que debes agregar de reactivos para obtener la masa deseada de productos en un proceso

determinado.

Competencia específica Calcula la materia involucrada en una reacción química para identificar la cantidad que se transforma aplicando los principios de la ley de la conservación de la materia.

Presentación de la unidad En la unidad 3, se revisaron los principales tipos de enlace entre los átomos al formar los diversos compuestos y moléculas orgánicas, así como las propiedades que estas uniones le confieren a las sustancias. De igual manera, se analizaron las reglas establecidas por ña Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), para nombrar y formular a los compuestos inorgánicos. ¿Sabías que…? La mayor parte de los materiales que nos rodean son derivados del carbono, es decir, son orgánicos. Te has preguntado ¿Cómo determinar la cantidad de contaminantes que se producen? ¿Cuánta gasolina será necesaria para recorrer cierta distancia? ¿Qué cantidad de alcohol se produce en una fermentación? Estas y otras preguntas las resolveremos a lo largo de esta unidad, en la que revisaremos la estequiometria de una reacción, es decir, las relaciones cuantitativas que se establecen entre los reactivos y productos. Con ello, podremos predecir las cantidades de materia prima que se requieren para obtener cierto producto o la cantidad de sustancia generada en un proceso determinado. Todas estas transformaciones siguen un balance de masa, el cual está regido por la ley de la conservación de la materia.



5.1. Balanceo de reacciones Como recordarás los compuestos químicos se representan por medio de fórmulas en la que cada uno de los elementos constituyentes se indica mediante un símbolo y el número de átomos de cada elemento con un subíndice numérico (entero). Estas sustancias al unirlas pueden sufrir una reacción química dando como productos otros elementos y/o compuestos; la representación de esos procesos es lo que llamamos ecuación química. Una ecuación química contiene información acerca de las cantidades de reactivos y productos que participan en el proceso. Las ecuaciones químicas pueden interpretarse en términos de átomos y moléculas (en la nanoescala) o bien en términos de gramos, moles o litros (en la macroescala). En la ecuación química se escriben los reactivos a la izquierda y los productos a la derecha separados por una flecha, que indica el sentido de la reacción. También se pueden indicar las condiciones de la reacción (temperatura, luz, presión, etc.), el estado físico tanto de reactivos como de productos (g gas, l líquido, s sólido y ac acuoso), tal y como se muestra en la figura 1.

Figura 1. Partes de una ecuación química en la que se representa un proceso.

Figura 2. Balance de masa en una reacción química.



Todas las reacciones químicas están regidas por la ley de la conservación de la materia, por lo que en términos generales la cantidad en masa de reactivos será la misma de productos. Por ello, toda reacción deberá tener un balance de masa, esto se logra mediante el balanceo, en el que la cantidad de elementos presentes en los reactivos deberá ser el mismo en los productos, no importando la especie química en la que se encuentren.

Figura 3. Ejemplo de la ley de la conservación de la materia

Sin embargo, antes de entrar a analizar el balanceo de ecuaciones, veamos cómo se clasifican las reacciones, de acuerdo al proceso realizado.

Actividad 1. Foro: Dudas sobre Química Este foro tiene la finalidad de que compartas tus dudas de la asignatura, de manera general. Participa en el foro de dudas, de la siguiente forma:

13. Expresa las dudas que te hayan surgido acerca de los temas relacionados con la asignatura.

14. Comparte en todo momento, tus inquietudes relacionadas con la materia. Recuerda que el foro estará abierto a lo largo de la asignatura.

15. Comenta, por lo menos, dos de las aportaciones hechas por otros de tus compañeros, y a partir de sus respuestas busca mejorar, complementar o corregir su aportación.


Actividad 2. Foro: Cambios en la materia Realiza el experimento y observa lo que sucede al agregar la tableta efervescente al agua.

11. Para llevar a cabo la actividad reúne el siguiente material: - 1 botella pequeña de refresco (de preferencia de vidrio) - 1 globo mediano - 1 tableta de Alka Seltzer - ¼ de un vaso con agua - Cuaderno y pluma - Cámara (digital o análoga)




l) Con cuidado parte el alka seltzer en varios pedazos y colócalos dentro del globo. m) Coloca el agua dentro de la botella. n) Coloca el globo sobre la boca de la botella. o) Deja caer los trozos de la tableta sobre el agua. p) Anota y toma fotografías de lo que ocurre. q) Responde ¿qué sucede? ¿es un cambio químico o físico? ¿por qué? r) Repite el experimento sin el globo, agregando la tableta directamente a la botella

con agua y responde ¿sucedió el mismo fenómeno? ¿qué diferencia hubo? Participación en el foro

3. Responde:

¿El fenómeno ocurrido es un cambio químico o físico? ¿por qué?

¿Cómo demostrarías la ley de la conservación de la materia?

¿Qué sustancias se producen?

¿Cómo podrías determinar la cantidad de productos generados? 13. Intercambia opiniones con tus compañeros y recuerda ser respetuoso con tus

comentarios. 14. Tu Facilitador (a) retroalimentará tu participación. 15. Descarga la Rúbrica de foro para que conozcas los parámetros de evaluación.

5.1.1. Tipos de reacciones En nuestro alrededor ocurren una gran cantidad de reacciones químicas, al encender una vela, la estufa, la fotosíntesis, la digestión de los alimentos, la respiración, la descomposición de la comida, entre otras. Todas ellas llevan consigo transformaciones de la materia, que resulta de gran interés su estudio para comprender en primer término nuestro entorno y en segundo para conocer la forma en la que podemos hacer útil esas transformaciones en nuestra vida cotidiana. Las reacciones químicas para su estudio se han clasificado básicamente en cuatro tipos: Síntesis, Descomposición, Desplazamiento y Metátesis o doble desplazamiento. Las reacciones de síntesis se presentan cuando dos o más sustancias, elementos o compuestos, se combinan para formar un solo producto, por ejemplo:

C + O2 → CO2

Ca0 + H2O → Ca(OH)2 En el caso de las reacciones de descomposición ocurre lo contrario que en las de síntesis, es decir, un compuesto da lugar a otros elementos o compuestos.

2Hg0 → 2Hg + O2

2KClO3 → 2KCl + 302



En las reacciones de desplazamiento un elemento sustituye a otro en un compuesto.

Zn + CuS04 → ZnSO4 + Cu

2Fe + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2

Finalmente en las reacciones de metátesis o doble desplazamiento, dos elementos de compuestos diferentes se intercambian.

AgNO3 + NaCI → NaNO3 + AgCl

Na2S + H2SO4 → Na2SO4 + H2S

Tipos Definición Ejemplo

Síntesis Dos o más reactivos se combinan para formar un producto

2Na + Cl2 → 2NaCl

Descomposición Un reactivo se rompe para formar dos o más productos

2H2O2 → H2O + O2

Desplazamiento Un elemento desplaza a otro en un compuesto

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Metátesis o doble desplazamiento

Dos reactivos se entremezclan, intercambiando elementos

2HCl + Na2S → H2S + 2NaCl

Tabla 1. Principales tipos de reacciones, definición y ejemplos

5.1.2. Balanceo por ensayo y error Toda ecuación química que represente un proceso químico debe estar balanceada o ajustada, es decir, debe cumplir con la ley de la conservación de la materia. Eso implica que el número total de átomos de un elemento A, a la izquierda de la flecha debe ser igual al número total de átomos del elemento A, a la derecha de la flecha. El balanceo puede efectuarse de varias formas: por tanteo o ensayo y error, por el método algebraico y por oxidación-reducción. En el método de ensayo y error o tanteo, se analiza la ecuación para determinar si el número de átomos de un elemento a la izquierda es igual a la derecha de la flecha; si no lo es se colocan arbitrariamente coeficientes y se vuelve a checar; si siguen siendo diferentes, colocamos otros coeficientes y checamos hasta que sean iguales. Es importante mencionar, que en este proceso nunca se deben cambiar los subíndices, ya que al colocar un coeficiente antes de una fórmula solo cambia la cantidad y no la identidad de la sustancia. Recordemos que cuando el valor del coeficiente es uno, no se coloca ya que éste está implícito. Para ver esto, veamos un ejemplo: Si requerimos balancear la siguiente ecuación:

CH4(g) + O2(g) → H2O(g) + CO2(g)



Primero se analiza el número de átomos de cada especie tanto en reactivos como productos, para determinar cual requiere ser ajustado.

Reactivos Productos

CH4(g) + O2(g) → H2O(g) + CO2(g)

Átomos de C: 1 Átomos de H: 4 Átomos de O: 2

= ≠ ≠


Como podrás observar los átomos de hidrógeno y oxígeno son los que requieren ser balanceados, para ello en primer lugar se coloca un coeficiente 2 a la molécula del agua para tratar de balancear al hidrógeno, revisemos nuevamente la ecuación:

Reactivos Productos

CH4(g) + O2(g) → 2H2O(g) + CO2(g)


= = ≠


Se observa que carbono e hidrógeno han sido balanceados, solo falta ajustar el oxígeno, para ello se coloca un coeficiente 2 a la molécula de oxígeno y volveremos a revisar la ecuación:

Reactivos Productos

CH4(g) + 2O2(g) → 2H2O(g) + CO2(g)


= = =


Ahora se ve que el número de cada uno de los átomos en ambos lados de la flecha es el mismo y decimos que nuestra ecuación está ajustada o balanceada. La ecuación nos indica que una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir dos moléculas agua y una molécula de dióxido de carbono.



Figura 4. Reacción de combustión del metano balanceada Repasemos el procedimiento con este otro ejemplo:

C2H5OH(l) + O2(g) → H2O(g) + CO2(g)

1. Analizamos la ecuación, para determinar las especies que requieren ser balanceadas.

Reactivos Productos

C2H5OH(l) + O2(g) → H2O(g) + CO2(g)


≠ ≠ =


2. Colocamos el coeficiente 2 al dióxido de carbono para balancear al carbono:

Reactivos Productos

C2H5OH(l) + O2(g) → H2O(g) + 2CO2(g)


= ≠ ≠


3. Ahora colocamos un coeficiente 3 al agua para balancear los hidrógenos:

Reactivos Productos

C2H5OH(l) + O2(g) → 3H2O(g) + 2CO2(g)

Átomos de C: 2 Átomos de H: 6

= =

Átomos de C: 2 Átomos de H: 6



Átomos de O: 3 ≠ Átomos de O: 7

4. Finalmente, colocamos un coeficiente 3 a la molécula de oxígeno para balancear los

oxígenos:

Reactivos Productos

C2H5OH(l) + 3O2(g) → 3H2O(g) + 2CO2(g)


= = =


Sin embargo, no toda ecuación resulta fácil para balancear por el método de tanteo, para ello podemos utilizar el método algebraico que consiste en colocar letras (literales) a cada uno de los compuestos o elementos que participan en la reacción, para después plantear una ecuación algebraica para cada uno de los elementos. Posteriormente se elige una de las letras, preferentemente la que proporcione mayor respuesta a los otros coeficientes, para asignarle un valor numérico que sea arbitrario. Finalmente, se resuelven las ecuaciones y se sustituyen las literales por los valores obtenidos. Veamos el procedimiento con un ejemplo: Si queremos balancear por el método algebraico la siguiente ecuación:

KOH + Cl2 → KClO3 + H2O + KCl Primero colocamos letras (coeficientes) a cada uno de las sustancias participantes:

AKOH + BCl2 → CKClO3 + DH2O + EKCl

Ahora planteamos una ecuación para cada elemento: Para K: A = C + E (1) Para O: A = 3C + D (2) Para H: A = 2D (3) Para Cl: 2B = C + E (4) Observamos que la letra A es la que más se repite en las ecuaciones y le asignamos un valor de 2. Si sustituimos el valor de 2 en la ecuación 3, conoceremos el valor de D:

A = 2D (3) Despejando D y sustituyendo el valor de A, tendremos:

D = A/2 = 2/2 = 1, D = 1 Ahora sustituimos los valores de A y D en la ecuación 2, para conocer el valor de C:

A = 3C + D (2)



Sustituyendo tendremos:

2 = 3C + 1 Despejando C, tendremos que:

3C = 2 - 1 3C = 1 C = 1/3

De la ecuación 1 despejamos E y sustituimos los valores de A y C: A = C + E (1) E = A - C E = 2 - 1/3 E = 5/3 Finalmente de la ecuación 4 despejamos B y sustituimos los valores de C y E 2B = C + E (4) 2B = 1/3 + 5/3 = 6/3 B = 6/6 = 1 De acuerdo a lo anterior los valores de los coeficientes son: A = 1, B = 1, C = 1/3, D = 1 y E = 5/3, por lo que la ecuación quedaría de la siguiente forma:

2KOH + 1Cl2 → 1/3KClO3 + 1H2O + 5/3KCl Es deseable que los coeficientes de las ecuaciones sean números enteros y para ello nuestra ecuación la multiplicamos por 3 y de esta manera eliminamos los denominadores:

6KOH + 3Cl2 → 1KClO3 + 3H2O + 5KCl

5.1.3. Balanceo por oxidación-reducción Seguramente has escuchado la palabra antioxidante, principalmente en productos de belleza para evitar la vejez prematura, o en algunos comentarios caseros cuando dejamos al aire algún fruto mordido o partido por un tiempo, decimos que se oxido. Como veras este proceso es algo común que ocurre a nuestro alrededor. Pero, ¿qué es la oxidación?



La oxidación es un cambio químico en el que un átomo pierde electrones o bien es la reacción en la que un átomo aumenta su número de oxidación. Al0 - 3e- (electrones) → Al3+ Sin embargo, cuando ocurre una oxidación, también hay una reducción. La reducción es un cambio químico en el cual un átomo gana electrones, o es la reacción en la que un átomo disminuye su número de oxidación. O2

0 + 4e- (electrones) → 2 O2- Como mencionamos la oxidación y la reducción son procesos que ocurren simultáneamente, ya que el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción. Al0 + O2

0 → Al2O3

Cuando una especie química se oxida (pierde electrones), se dice que es un agente reductor porque hace que la otra especie se reduzca; y por el contrario, si una especie se reduce se dice que es un agente oxidante, pues logra que la otra especie se oxide. Al0 - 3e- → Al3+ Se oxida (agente reductor) O2

0 + 4e- → 2 O2- Se reduce (agente oxidante) Para saber que especie se oxida y cual se reduce, se requiere conocer los estados de oxidación de los elementos antes y después de la reacción. Recordemos que el número de oxidación es la carga que cada elemento adquiere al ganar o perder electrones al combinarse químicamente con otro. Existen algunas reglas básicas para establecer los estados de oxidación de los elementos, estas son:

1. Los elementos en estado libre tendrán un número de oxidación igual a cero, tanto en estado atómico como molecular (Al, N2, H2, Cl2, Fe, etc.)

El agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida.

Un elemento se oxida al perder electrones y un elemento se reduce al ganar electrones.



2. Los elementos del grupo IA de la tabla periódica tienen un número de oxidación 1+,

sólo en el caso de los hidruros el hidrógeno trabaja con 1-.

3. Los elementos del grupo IIA tendrán un número de oxidación igual a 2+.

4. El oxígeno en la mayor parte de los compuestos trabaja con un número de oxidación de 2-, aunque en los peróxidos su número de oxidación será de 1-.

5. Los halógenos cuando no están combinados con oxígeno tienen un número de oxidación igual a 1-.

6. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos que forman una molécula neutra es cero. Si se trata de un ión, la suma será igual a la carga del ión.

Por ejemplo, los números de oxidación de los elementos en los siguientes compuestos son: NaCl Na1+Cl1- (1+) + (1-) = 0 CO2 C4+O2

2- (4+) + 2(2-) = 0 H2O H2

1+O2- 2(1+) + (2-) = 0 KClO3 K1+Cl5+O3

2- (1+) + (5+) + 3(2-) = 0 Notarás que en todos los ejemplos la suma de los números de oxidación de los elementos involucrados es cero. Las reacciones en las que se ven involucrados procesos de oxidación y reducción, en muchas ocasiones son difíciles de balancear por el método del tanteo, por lo que existe el método de oxidación-reducción para ello. El método de balanceo por oxido-reducción se basa en que el aumento total en el número de oxidación de los átomos que se oxidan ha de ser igual a la disminución total de los números de oxidación de los átomos que se reducen, por tanto el número de electrones que se gana o se pierde debe ser el mismo. Para llevar a cabo el balanceo oxidación-reducción (redox), se tienen que seguir los siguientes pasos, para lo cual iremos resolviendo un ejemplo:

1. Escribir la ecuación química completa y correctamente. MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O

2. Anotar sobre el elemento el número de oxidación correspondiente. 4+ 2- 1+ 1- 2+ 1- 0 1+ 2- MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O

3. Se separan los elementos que se oxidan y reducen, escribiendo dos medias reacciones:

4+ 2+ Mn → Mn se oxida (agente reductor)



1- 0 Cl → Cl2 se reduce (agente oxidante)

4. Se balancea el número de átomos y se suman o restan los electrones, según se oxide o

reduzca el elemento. 4+ 2+ Mn + 2e-→ Mn 1- 0 2Cl - 2 e- → Cl2

5. Se iguala el número de electrones en ambas semirreacciones, multiplicando toda la

semirreacción. 4+ 2+ Mn + 2e-→ Mn 1- 0 2Cl - 2 e- → Cl2

6. Se suman las dos semirreacciones, eliminando el número de electrones 1- 4+ 0 2+ 2Cl + Mn → Cl2 + Mn

7. Finalmente se colocan los coeficientes resultantes en la ecuación original, sin alterar

las fórmulas de los compuestos o elementos involucrados. MnO2 + 2HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O

8. En caso de que alguna especie no haya sufrido cambio, se balancea al final por el método del tanteo.

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O

Veamos otro ejemplo, en el que balancearemos la siguiente reacción: Fe + CO2 → Fe2O3 + C Los números de oxidación de cada elemento serán: 0 4+ 2- 3+ 2- 0 Fe + CO2 → Fe2O3 + C Los elementos cambian de número de oxidación, se separan en dos semirreacciones: 0 3+ Fe → Fe

En este caso las dos semirreacciones tienen igual número de electrones



4+ 0 C → C Se indica quién de ellos se oxida y quien se reduce, sumando o restando los electrones de acuerdo al proceso señalado: 0 3+ Fe + 3e-

→ Fe se oxida (agente reductor) 4+ 0 C - 4 e- → C se reduce (agente oxidante) Se iguala el número de electrones en ambas semirreacciones: 0 3+ (Fe + 3e-

→ Fe) 4 4+ 0 (C - 4 e- → C) 3 0 3+ 4Fe + 12e-

→ 4Fe 4+ 0 3C - 12e- → 3C Se suman ambas semirreacciones, eliminando los electrones: 0 4+ 3+ 0 4Fe + 3C → 4Fe + 3C Se colocan los coeficientes en la ecuación original 4Fe + 3CO2 → 2Fe2O3 + 3C En el caso del hierro como ya existen 2 en la fórmula, sólo se multiplica por 2. Actividad 3. Foro: ¿Se oxida o se reduce? Realiza el experimento y observa lo que sucede al hacer pasar una corriente eléctrica sobre el agua con sal.

1. Para llevar a cabo la actividad reúne el siguiente material: - 1 plato extendido



- 2 puntillas para lapicero - 2 caimanes - 1 pila cuadrada de 9v - sal - agua -Cámara (digital o análoga)


a) Coloca un poco de agua sobre el plato y adiciónale una pizca de sal, disuélvela. b) Coloca los caimanes sobre los polos de la pila, y en el otro extremo colócales a

cada uno, una puntilla para lapicero c) Introduce ambas puntillas al agua con sal contenida en el plato. d) Anota y toma fotografías de lo que ocurre. ¿qué sucede? ¿es un cambio químico o

físico? ¿por qué? Investiga la reacción Participación en el foro

3. Responde:

¿Qué reacción ocurrió?

¿Qué elemento se oxido y cual se redujo?

¿Qué elemento fue el agente oxidante y cuál el reductor?

¿En cuál de los polos se realizó la oxidación y en cuál la reducción? 4. Intercambia opiniones con tus compañeros y recuerda ser respetuoso con tus

comentarios. Tu Facilitador (a) retroalimentará tu participación. Descarga la Rúbrica de foro para que conozcas los parámetros de evaluación. Actividad 4. Balanceo de reacciones Para realizar esta actividad el Facilitador (a) te asignará un fenómeno natural.

12. Investiga las reacciones químicas que se realizan en el fenómeno asignado y lleva a cabo su balanceo por el método de óxido-reducción. Responde:

- ¿Qué elementos se oxidan? - ¿Cuáles se reducen? - ¿Cuál actúa como agente oxidante y cuál como agente reductor?


QUI_U5_A4_XXYZ. Sustituye las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.

14. Sube tu archivo a la base de datos y espera los comentarios de tus compañeros. Es importante que tú también descargues al menos dos de los trabajos que suban, para que puedas realizar aportes con respeto y acierto.





5.2. Estequiometria Desde que Lavoisier, en 1789, estableció lo que hoy se conoce como ley de la conservación de la materia se sentaron las bases para la estequiometria, la cual se puede definir como el procedimiento químico-matemático por el cual se determinan las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción química. Su etimología viene del griego stoicheion que significa primer principio o elemento y metron que significa medida. La estequiometria es una herramienta indispensable para la resolución de problemas tan diversos como la determinación de la concentración de calcio en una muestra de agua, la de colesterol en una muestra de sangre, la medición de óxidos de nitrógeno en la atmósfera, entre otras. La estequiometria te permitirá predecir las cantidades de cualquiera de las sustancias involucradas en una reacción o proceso químico, ya se reactivo o producto. A continuación veremos a más detalle la utilidad de la estequiometria, para ello debemos definir lo que es el mol y como determinar la masa molecular de un compuesto.

5.2.1. Mol y masa molecular Hoy día sabemos que los átomos son tan pequeños que sería imposible trabajar con ellos, por lo que se ha desarrollado una unidad de átomos que describe un gran número de ellos y hace posible su trabajo. Esta unidad es definida por el Sistema Internacional de Unidades como mol, la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 12 gramos de carbono 12. El número de átomos o moléculas en un mol es 6.023x1023, que es el número de Avogadro. Como podrás apreciar es un número tan grande que toda la vida no nos bastaría para contar esa cantidad de átomos. Pero no nos asuste ese número, el mol es un conjuntos de entidades químicas, como lo es una docena (12) o decena (10) de cualquier objeto. Si consultas tu tabla periódica te podrás percatar que la masa atómica del carbono es 12, esa cantidad contiene exactamente 6.023x1023 átomos. Esta cantidad se conoce como unidad de masa atómica (uma) e indica la masa de un mol de átomos de carbono 12. La uma de un elemento es exactamente igual a su masa atómica, en el caso del carbono 12 es 12g.

Mol es definida como la cantidad de sustancia que contiene 6.023x1023 entidades químicas



Figura 5. Mol de diferentes sustancias

Por lo tanto, la masa atómica de un elemento es la cantidad de masa que hay por mol de átomos del elemento. Por ejemplo: el Na pesa 23 uma y por tanto 23 g, esto es, que por cada 23 g hay un mol de átomos de sodio. De esta manera conociendo la cantidad de sustancia, podemos determinar el número de mol y de átomos que se están trabajando, como se muestra en la tabla 2 para el aluminio.

Mol de aluminio Átomos de aluminio Gramos de aluminio

1.0 6.023x1023 27.0

2.0 1.204x1024 54.0

0.5 3.011x1023 13.5 Tabla 2. Relación entre mol, número de átomos y masa atómica de diferentes cantidades de

aluminio. En el caso de moléculas y compuestos, se habla de masa molecular, la cual se determina al sumar las masas atómicas de los elementos que integran a la sustancia. Por ejemplo la masa molecular del agua es 18g/mol, pero veamos cómo se determinó esta cantidad: La fórmula del agua es H2O, lo que nos indica que contiene 2 átomos de hidrógeno y uno de oxigeno. Las masas atómicas del hidrógeno y oxígeno son 1 y 16 g, respectivamente. Al multiplicar las masas atómicas de cada elemento por la cantidad de átomos en la molécula y sumarlos, nos resulta la masa molecular:

Masa molecular del H2O = 2(masa atómica del H) + (masa molecular del O)

Masa molecular del H2O = 2(1g) + 16 g

Masa molecular del H2O = 18 g/mol Actividad 5. Masas moleculares Para realizar esta actividad es importante tengas a la mano tabla periódica y calculadora.

1. El (la) Facilitador (a) te proporcionará una serie de 10 compuestos, de los cuales determinarás su masa molecular, basándote en las masas atómicas reportadas en la tabla periódica.



2. Elabora una tabla, en la que indiques la fórmula del compuesto, los elementos

presentes en cada compuesto, así como su cantidad y la masa molecular determinada. 3. A manera de conclusión, responde: ¿por qué si todas las sustancias están referidas al

mismo número de moléculas (número de Avogadro), un mol, la masa es diferente para cada una de ellas?

4. Al finalizar la actividad guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U5_A5_XXYZ. Sustituye las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.

5. Sube tu archivo a la base de datos y espera los comentarios de tus compañeros. Es importante que tú también descargues al menos dos de los trabajos que suban, para que puedas realizar aportes con respeto y acierto.

6. Considera los aportes para mejorar tu trabajo y en caso de dudas puedes participar en el foro, compartiéndolas.

5.2.2. Relación mol-mol Como mencionamos, la estequiometria nos permite conocer las relaciones entre las moléculas, compuestos o elementos que conforman una reacción química. La primera relación que nos permiten vislumbrar es la mol-mol, es decir, saber cuántas moles de un reactivo reaccionan con otro, para determinar el número de mol de un producto. Por ejemplo, en la reacción: NaOH + HCl → NaCl + H2O Nos indica que un mol de NaOH reacciona con un mol de HCl para producir un mol de NaCl y un mol de H2O. Recordarás que los números delante de los reactivos o productos se llaman coeficientes estequiométricos, y nos indican el número de mol de cada especie involucrada en la reacción. En el caso de la reacción de formación del agua:

2H2 + O2 → 2H2O 2 mol de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno para producir dos mol de agua. De esta manera, apoyándonos en una ecuación química podemos determinar cuantitativamente la cantidad en mol de un reactivo o producto, necesario para un proceso. Por ejemplo, ¿cuántos mol de hidrógeno se formarán a partir de 5.0 mol de litio al reaccionar con el agua?, según la siguiente reacción:

Li + H2O → LiOH + H2



Lo primero que debemos hacer es balancear la ecuación, para cumplir con la ley de la conservación de la materia, por lo que la reacción quedaría así:

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2 Según la reacción 2 mol de litio reaccionan con 2 mol de agua para producir 2 mol de hidróxido de litio y mol de hidrógeno. Con lo cual podemos establecer la siguiente relación

x 5 mol Li = 2.5 mol de H

Lo que nos indica que con 5 mol de litio obtendremos 2.5 mol de hidrógeno. Como podrás apreciar la relación mol-mol es muy fácil de establecer, basta con realizar correctamente el balanceo de la ecuación, los coeficientes obtenidos nos indican los mol de cada una de las especies involucradas. Esta es la base de toda relación estquiométrica comoa continuación veremos en la relación masa-mol.

5.2.3. Relación masa-mol En muchas ocasiones se requiere conocer la masa de un reactivo o producto y para ello se utiliza la relación masa-mol. En este tipo de estequiometria se determina la masa molecular de la sustancia de la que se requiere conocer su masa. Por ejemplo, ¿cuántos gramos de sulfuro ferroso se obtendrán al hacer reaccionar 3.5 mol de hierro? de acuerdo a la siguiente reacción:

Fe + S → FeS La reacción esta balanceada y por tanto nos indica que un mol de hierro reacciona con un mol de azufre para producir un mol de sulfuro ferroso, y podemos establecer la siguiente relación:

x 3.5 mol Fe = 3.5 mol FeS

Sin embargo cada mol de FeS tiene una masa de 88 g, por lo que la masa obtenida será:

x 3.5 mol FeS = 308 g

Por tanto, partiendo de 3.5 mol de Fe se obtendrán 308 g de FeS. En este caso las relaciones masa-mol nos sirven para conocer la cantidad de reactivos o productos involucrados en un proceso en el que se conocen los mol de alguna de las especies químicas de interés. Sin embargo, en nuestro mundo las cantidades de materia no se manejan en mol, sino en masa por eso veremos a continuación la relación masa-masa.



5.2.4. Relación masa-masa En nuestra vida diaria no trabajamos con cantidades mol, sino que utilizamos por lo regular la masa en gramos. Por lo que, la relación estequiométrica más utilizada es la masa-masa, aunque no menos importantes son las anteriores. Para ello, veamos un ejemplo para apreciar su utilidad. ¿Cuántos gramos de cloruro de calcio se obtendrán al hacer reaccionar 200 g de Ca? De acuerdo a la siguiente reacción:

HCl(ac) + Ca(s) → CaCl2(ac) + H2(g) Al igual que en las otras relaciones estequiométricas, primero se balancea la ecuación.

2HCl(ac) + Ca(s) → CaCl2(ac) + H2(g) Esto nos indica que 2 mol de ácido clorhídrico reaccionan con 1 mol de calcio para producir 1 mol de cloruro de calcio y un mol de hidrógeno. Con ello podemos establecer la siguiente relación:

x

x

x 200g Ca = 55O g de CaCl2

En este caso las relaciones estequiométricas se manejan en mol, los cuales son transformados a masa mediante el cálculo de la masa molecular. Esta última relación es de gran importancia, ya que de manera cotidiana manejamos cantidades más tangibles, como lo son el gramo y kilogramo. En el mundo microscópico el mol es de gran utilidad, para comprender las interacciones entre las moléculas y los átomos, pero en el mundo macroscópico la cantidad en masa resulta ser más comprensible. Actividad 6. Estequiometría de una reacción Para realizar esta actividad es importante que investigues la reacción que se lleva a cabo entre el vinagre (ácido acético) y el bicarbonato de sodio. Realiza el experimento y observa lo que sucede al hacer reaccionar el vinagre con el bicarbonato de sodio, al variar la cantidad de sodio

1. Para llevar a cabo la actividad reúne el siguiente material: - 5 vasos de vidrio - 1 botella de vinagre blanco - 1 caja de bicarbonato de sodio (250g) - 1 cuchara cafetera - cuaderno y pluma

2. Una vez que has conseguido todo el material, realiza lo siguiente: a) Coloca vinagre a cada vaso, aproximadamente a la mitad de su capacidad.



b) Al primer vaso adiciónale 1 cucharada cafetera de vinagre. c) Posteriormente al segundo vaso agrégale 2 cucharadas. Y así sucesivamente hasta

llegar al quinto vaso. d) Elabora una tabla en la que indiques lo sucedido en cada vaso de acuerdo al

número de cucharadas adicionadas. 3. Responde las siguientes cuestiones:

a) ¿En qué casos el vinagre funcionó como reactivo limitante y en casos como reactivo en exceso? ¿por qué?

b) ¿En qué casos el bicarbonato fue el reactivo limitante y en cuales el reactivo en exceso? ¿por qué?

c) ¿Cómo podrías determinar la cantidad de dióxido de carbono formada en cada vaso?

d) ¿Qué diseño experimental utilizarías para atrapar y cuantificar el dióxido de carbono formado?

4. Elabora una conclusión en la que indiques cuál es la importancia de la estequiometria en los procesos químicos, y de qué manera te será útil en tu vida profesional.

5. Elabora un reporte de no más de 5 cuartillas, con las siguientes características: a. Título b. Introducción c. Objetivos d. Desarrollo experimental e. Resultados f. Conclusiones g. Referencias (formato APA)

6. Al finalizar la actividad guarda tu documento con la siguiente nomenclatura QUI_U5_A6_XXYZ. Sustituye las XX por las dos primeras letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu documento no deberá pesar más de 4MB.

7. Envía tu archivo a tareas y espera la retroalimentación de tu Facilitador(a). 8. Considera los aportes para mejorar tu trabajo y en caso de dudas puedes participar en

el foro, compartiéndolas. Autoevaluación Es momento de comprobar los conocimientos y las habilidades desarrolladas con el estudio de esta unidad. Para ello, contesta la autoevaluación que se te presenta. Evidencia de aprendizaje. Evaluación del proyecto: Cuidando el medio ambiente. Al finalizar la asignatura deberás entregar un proyecto de investigación, el cual debe estar relacionado con alguno de los siguientes temas:


Biocombustible




En la cuarta Unidad realizaste la ejecución del proyecto. Ahora corresponde llevar a cabo su evaluación y entrega final. Realiza lo que se te pide a continuación:

1. Con base en tu análisis de resultados y conclusiones, evalúa la pertinencia del proyecto e incluye los cálculos estequiométricos de las reacciones involucradas.

2. En caso necesario, indica y explica las modificaciones que consideres pertinentes para mejorar tu trabajo.

3. Una vez que hayas realizado la evaluación y replanteamiento del proyecto, efectúa lo que se indica a continuación:

Realiza en un archivo un reporte todo el proyecto, desarrollando los apartados siguientes:

o Título o Justificación o Objetivos o Marco teórico o Planeación o Resultados (Plantea todas las reacciones químicas involucradas, así como los cálculos

estequiométricos pertinenttes) o Análisis de resultados o Conclusiones o Referencias de acuerdo al formato APA 4. Guarda tu reporte con el nombre QUI_U5_EU_XXYZ. Sustituye las XX por las primeras

dos letras de tu primer nombre, la Y por la inicial de tu apellido paterno y la Z por la inicial de tu apellido materno. *Recuerda que tu archivo no debe pesar más de 4 MB.

5. Envía tu documento a tu Facilitador (a) para obtener la retroalimentación correspondiente.

6. Consulta la Escala de evaluación para conocer los criterios de evaluación de la evidencia de aprendizaje.

Cierre de la unidad

A lo largo de esta unidad revisamos la forma en que las sustancias se relacionan en una

reacción química de acuerdo a la ley de la conservación de la materia, cómo se establecen los

diferentes tipos de relaciones que nos permiten conocer de manera cuantitativa la cantidad de

sustancia que debemos utilizar en un proceso para obtener la cantidad necesaria o requerida y

obtener los resultados deseados. Este proceso también nos permite inferir de manera teórica

los efectos de una sustancia en una reacción, por ejemplo, la cantidad de CO2 emitida a la

atmósfera y como es que se produce el efecto invernadero, la lluvia ácida, la contaminación de

la atmósfera, lagos, ríos, mares, etc.



Finalmente, hemos concluido nuestra asignatura de química en la que revisamos la estructura

básica de los átomos, la forma en la que se unen los átomos para formar los compuestos y

moléculas, tanto orgánicas como inorgánicas; así como la manera en que interactúan estas

sustancias para transformarse en otras, para establecer las diferentes relaciones

estequiométricas. De esta manera, ahora podemos comprender desde el punto de vista de la

química, los sucesos que ocurren en nuestro entorno, y la posible solución a problemáticas

presentes en nuestro entorno, como lo es el de la contaminación.

Consideraciones específicas de la Unidad




También se cuenta con un cuadernillo de ejercicios, para que al realizarlos puedas afianzar los

contenidos revisados. Para ello, te sugerimos realizar en forma individual cada uno de los

ejercicios, para que posteriormente socialices tus resultados con tus compañeros, mediante el

uso del foro de dudas.

En la siguiente tabla encontrarás los ejercicios que puedes realizar de acuerdo a los temas

revisados.

Contenidos Ejercicios sugeridos

1.1.1. Tipos de reacciones 1

1.1.2. Balanceo por ensayo y error 2, 3

1.1.3. Balanceo por oxido-reducción 4, 5

10.2.1. Mol y masa molecular 6, 7

10.2.2. Relación mol-mol 8

10.2.3. Relación masa-mol 9

10.2.4. Relación masa-masa 10

Para saber más

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Te recomendamos leer el artículo “Fermentación alcohólica: Una opción para la producción de energía renovable a partir de desechos agrícolas” de H. J. Vázquez y O. Dacosta, en el que encontrarás más detalle de la utilidad la estequiometria en este caso en la producción de butanol, un combustible alterno.



Fuentes de consulta








Culturales.






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