ACCESO A LA UNIVERSIDAD QUÍMICA · leyes de los gases 6. cambios fÍsicos y quÍmicos. materia y la energÍa. conservaciÓn de materia y energÍa tema 2: estructura atÓmica 1. introducciÓn

ACCESO A LA UNIVERSIDAD QUÍMICA

TEMA 1: MATERIA Y ENERGÍA 1. INTRODUCCIÓN 2. PROPIEDADES DE LA MATERIA. CANTIDAD DE SUSTANCIA 3. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA. SUSTANCIAS PURAS: ELEMENTOS Y COMPUESTOS. MEZCLAS DE SUSTANCIAS: MÉTODOS DE SEPARACIÓN Y CONCENTRACIÓN DE DISOLUCIONES 4. ESTADOS DE AGREGACIÓN: SÓLIDOS, LÍQUIDOS Y GASES. CAMBIOS DE ESTADO. TEORÍA CINÉTICA 5. LEYES DE LOS GASES 6. CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS. MATERIA Y LA ENERGÍA. CONSERVACIÓN DE MATERIA Y ENERGÍA

TEMA 2: ESTRUCTURA ATÓMICA

1. INTRODUCCIÓN. 2. PRIMERA APROXIMACIÓN: TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. 3. TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS. 4. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS: ELECTRONES, PROTONES, NEUTRONES. MODELOS ATÓMICOS DE THOMSON, RUTHERFORD, BOHR Y MECANO-CUÁNTICO. LA TABLA PERIÓDICA 5. UNIDADES DE MASA ATÓMICA 6. ISÓTOPOS Y MASA ATÓMICA

TEMA 3: TABLA PERIÓDICA

1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA TABLA PERIÓDICA 2. DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA 3. PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIO ATÓMICO, POTENCIAL DE IONIZACIÓN, AFINIDAD ELECTRÓNICA Y ELECTRONEGATIVIDAD 4. PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS Y SU POSICIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA. ELEMENTOS REPRESENTATIVOS, DE TRANSICIÓN Y DE TRANSICIÓN INTERNA. METALES Y NO METALES

TEMA 4: ENLACE QUÍMICO 1. UNIONES ENTRE ÁTOMOS Y ESTRUCTURA ELECTRÓNICA 2. MODELOS DE ENLACE QUÍMICO: IÓNICO, COVALENTE Y METÁLICO 3. FUERZAS INTERMOLECULARES

TEMA 5: LA ECUACIÓN QUÍMICA Y LOS CÁLCULOS QUÍMICOS

1. LA ECUACIÓN QUÍMICA. INTERPRETACIÓN Y CLASES 2. LOS CÁLCULOS QUÍMICOS: FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS, REACTIVO LIMITANTE Y RENDIMIENTO. VARIACIONES ENERGÉTICAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS: ENTALPÍA DE REACCIÓN

3. VELOCIDAD DE LA REACCIÓN QUÍMICA

TEMA 1: MATERIA Y ENERGÍA QUÍMICA

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1. INTRODUCCIÓN 2. PROPIEDADES DE LA MATERIA

2.1-CANTIDAD DE SUSTANCIA 3. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

3.1. SUSTANCIAS PURAS 3.1.1. ELEMENTOS QUÍMICOS 3.1.2. COMPUESTOS QUÍMICOS

3.2. MEZCLAS DE SUSTANCIAS 3.3. MEZCLAS HOMOGÉNEAS (DISOLUCIONES) 3.4. CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN 3.5. MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS

3.5.1. MÉTODOS MECÁNICOS 3.5.2. MÉTODOS FÍSICOS

4. ESTADOS DE AGREGACIÓN: SÓLIDOS, LÍQUIDOS Y GASES 4.1. SÓLIDOS 4.2. LÍQUIDOS 4.3. GASES 4.4. CAMBIOS DE ESTADO 4.5. TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR (TEORÍA CINÉTICA DE LA MATERIA)

5. LEYES DE LOS GASES 5.1. PRESIÓN, VOLUMEN Y TEMPERATURA 5.2. LEY DE BOYLE-MARIOTTE 5.3. LEY DE CHARLES-GAY-LUSSAC 5.4. LEY GENERAL DE LOS GASES (LEY DE LOS GASES PERFECTOS)

6. CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS. MATERIA Y LA ENERGÍA 6.1. CONSERVACIÓN DE LA MASA 6.2. LA ENERGÍA

6.3. CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA

1. INTRODUCCIÓN La amistad de tus compañeros, el color de los ojos o la simpatía de tu amigo son cosas inmateriales, que no puedes ver o tocar. Por otro lado estás rodeado de cosas que pue-des ver: tus propios compañeros, las sillas y pupitres del aula, la pizarra, etc. Otras, aun-que no puedas verlas, puedes oírlas, como los coches y motocicletas que pasan por la calle. Algunas, incluso sin verlas u oírlas, las sientes, como el aire. Todas las cosas que puedes ver, oír o tocar están formadas por materia.

Podemos decir que materia es todo aquello que podemos percibir por nuestros sentidos.

Algunas cosas son tan pequeñas que no podemos verlas sin la ayuda de un microscopio. Otras están tan lejos, que necesitamos un telescopio para poder observarlas. Incluso exis-ten cosas que no podemos percibir pero cuya existencia podemos deducir por los efectos que producen, como los planetas lejanos o los agujeros negros. Pero no por eso dejan de

estar constituidas por materia. Toda la materia está formada por átomos y moléculas y, por tanto, tiene masa y volumen. Así, para saber si algo está constituido por materia, sólo debemos preguntarnos si está formado por átomos y moléculas. La mayoría de las cosas materiales tienen una forma y unos límites definidos: la mesa en la que comes o escribes, la silla en la que te sientas, la sábana que te tapa por la noche. Son cuerpos.

Un cuerpo es una porción de materia con una forma y unos límites per-fectamente definidos.


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Otras cosas, por el contrario, no tienen forma ni límites preci-sos. El aire que respiras, el agua que forma los mares y océanos o la leche que contiene el vaso que desayunas no tienen unos límites precisos y, por tanto, no son cuerpos. Pero aunque no podamos definir unos límites precisos, siempre podemos aislar un trozo o una porción. El agua del vaso o el aire que contiene una habitación, aunque no son cuerpos, sí son trozos de materia que se llaman sistemas materiales.

Un sistema material es una porción de materia. Aunque un cuerpo siempre será un sistema material, un sis-tema material no siempre será un cuerpo, e incluso puede estar formado por varios cuerpos. Por eso, el contenido de un aula, pupitres, perchas, alumnos, aire, libros... es un sis-tema material que contiene cosas que son cuerpos (mesas, sillas) y otras que no lo son (aire). No toda la materia es idéntica y, a simple vista, podemos ver cómo el pupitre tiene patas de metal rematadas en plástico y una base de madera que se fija a las patas mediante torni-llos metálicos. En casa, la sal que se emplea para cocinar o el azúcar que añades al café son ambas materia, pero de distinto tipo y con distintas propiedades que puedes distinguir (y si no lo haces, tienes que tirar el café que te has servido).

Llamamos sustancia a cada una de las distintas formas de materia. La materia que nos rodea forma cuerpos o sistemas materiales formados por una o varias sustancias. Así, el agua que contiene el vaso en el que bebes no es sólo agua, contiene

también otras muchas sustancias, aunque no puedas verlas. Por el contrario, en el lápiz que usas para escribir puedes percibir fácilmente la madera y el grafito, las dos sustancias que lo forman.

2. PROPIEDADES DE LA MATERIA De todas las cualidades de la materia, algunas son comunes a todas las sustancias y no permiten diferenciar una sustancia de otra; otras propiedades, sin embargo, son propias de cada sustancia y sí permiten identificarlas. Las primeras se llaman propiedades gene-rales, como la masa, el volumen, la temperatura o el peso; las segundas se denominan propiedades específicas o características, como el color, olor, sabor, densidad, conduc-tividad eléctrica, puntos de fusión y ebullición o dureza. De este modo, si tenemos dos bolsas cerradas, una con 1 kg de patatas y otra con 1 kg de naranjas, no podemos distinguir una de otra sólo con el único dato de su peso; para identificarlas, podríamos hacerlo abriendo las bolsas y, bien por el tacto, o por el color, no habría problemas para hacerlo. Independientemente de la clasificación anterior, las propiedades de la materia pueden ser extensivas o intensivas. Las propiedades extensivas, como la masa o el volumen, depen-


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den de la cantidad de sustancia; las propiedades intensivas, como la densidad, concen-tración, color o presión, no dependen de la cantidad de materia. 2.1. CANTIDAD DE SUSTANCIA Normalmente, para saber la cantidad de materia que tiene un cuerpo determinamos su masa mediante una balanza. Aunque es un dato importante, no informa directamente so-bre el número de partículas (átomos o moléculas) de la sustancia en cuestión, es decir, sobre la cantidad de materia, que es justamente este número, muy importante para en determinados cambios de la materia.

El número de moléculas de una sustancia es lo que se llama cantidad de sustancia.

Como las moléculas están formadas por átomos indestructibles, cada uno con una masa determinada, las moléculas también tendrán su correspondiente masa (la masa molecu-lar). Conociendo la masa molecular y la cantidad de moléculas, podremos conocer la ma-sa de la sustancia. Aunque también podemos hacerlo a la inversa: si conocemos la masa de una sustancia y la masa molecular de la misma, podemos saber la cantidad de molé-culas presentes, es decir, la cantidad de sustancia. Como los átomos y moléculas son tan pequeños, para medir su masa se usa una unidad adecuada a esta situación, la uma (unidad de masa atómica). Sin embargo, la masa de las sustancias se suele expresar en gramos. Necesitamos saber la conversión de una unidad de masa a la otra. Se ha establecido en: 1g = 6,023x1023uma. O lo que es lo mis-mo, hacen falta 602300000000000000000000 uma para hacer un gramo. Hablar de cantidad de sustancia con el número de moléculas significa emplear números muy grandes. Por ejemplo, en un litro de agua, la cantidad de sustancia es de 33461111111111111111111111 moléculas de agua. Se trata, evidentemente de un nú-mero muy grande ya que las moléculas son muy pequeñas. Para evitar hablar de números tan grandes y difíciles de usar, se ha definido el mol, como unidad de cantidad de sustancia. Un mol son 6,023x1023 moléculas. Ese número no se ha elegido al azar. Es la equivalencia entre uma y gramo. ¿Por qué se ha elegido ese número? Porque de esta forma, un mol de la sustancia que sea tiene una masa numéricamente igual que la masa molecular. Sólo que la masa molecular se mide en uma y la masa del mol en gramos. Así, las moléculas que hay en un mol de agua son 6,023x1023. Cada una de ellas tiene una masa de 18 uma. La masa total será de 18 · 6,023x1023 uma. Para expresar esta ma-sa en gramos, debemos dividir por 6,023x1023, con lo que resulta 18g.

La masa de un mol, en gramos, coincide numéricamente con la masa molecular, expresada en umas. De esta forma resulta muy fácil pasar de cantidad de sustancia (que se medirá en moles) a cantidad de materia (que se mide en gramos).


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3. CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA La materia puede presentarse de distintas formas que, de modo general, pueden clasifi-carse en las siguientes categorías:

Definamos los conceptos que intervienen en el esquema anterior:

Materia: es todo aquello que puede percibirse por los sentidos. Está formada por átomos y moléculas y siempre posee masa y volumen.

Sistemas heterogéneos: son aquellos en los que pueden distinguirse distintas fa-ses, es decir, varias sustancias entremezcladas.

Sistemas homogéneos: son aquellos en los que todas las partes son idénticas, no pudiéndose distinguir las sustancias que lo componen.

Disolución: es un sistema homogéneo de dos o más sustancias; la que se en-cuentra en mayor cantidad se llama disolvente y las restantes se denominan solu-tos.

Sustancia pura: es aquella que está formada por un único tipo de moléculas, to-das iguales entre sí. Tiene una serie de propiedades específicas que permiten identificarla.

Compuesto: es aquél que puede descomponerse por métodos químicos para ob-tener los elementos que lo integran. Sus moléculas están formadas por varios tipos de átomos.

Elemento: es aquella sustancia pura cuyas moléculas están formadas por el mis-mo tipo de átomos. No puede ser descompuesta de ninguna forma.

3.1. SUSTANCIAS PURAS Están determinadas por un conjunto de propiedades específicas, de modo que resulta imposible distinguir y separar por procedimientos habituales de separación otras sustan-cias a partir de ella. Sin embargo, hay dos tipos de sustancias puras: los elementos quí-micos (hay unos pocos en la naturaleza) y los compuestos químicos (de los que se cono-cen varios millones entre los que hay en la naturaleza y los que hemos fabricado los hu-manos).

3.1.1. ELEMENTOS QUÍMICOS Algunas sustancias, ni sometidas a las más extremas condiciones, dan lugar a otras sus-tancias y siempre permanecen inalteradas. Estas sustancias que nunca pueden descom-ponerse en otras más sencillas reciben el nombre de elementos químicos.


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Teniendo en cuenta que toda la materia está formada por átomos, y que éstos se unen para formar moléculas, los elementos se caracterizan por tener todos sus átomos iguales. Por eso, si se separan unos de otros y vuelven a unirse, se forman las mismas moléculas, que son las que constituyen el elemento químico. Sin embargo, en los compuestos quími-cos hay átomos de distintos tipos unidos entre sí, de modo que si, mediante una reacción química, se rompen sus moléculas y quedan separados los átomos que los forman, éstos pueden volver a unirse entre sí de otra forma diferente. 3.1.2. COMPUESTOS QUÍMICOS Cuando sometemos una disolución a cromatografía o a destilación, se obtienen nuevos sistemas homogéneos. Estos nuevos sistemas pueden ser nuevamente destilados y se-parados, pero llega un momento en el sistema homogéneo obtenido no es posible sepa-rarlo, por más que lo sometamos a destilación o a cualquier otro método de separación, siempre permanece inalterado. Se trata de un compuesto químico o sustancia pura. Pero aunque los métodos normales no permitan la obtención de otras sustancias, si se pasa a su través una corriente eléctrica o se calienta mucho, el compuesto sufre una reacción química y se descompone, formando nuevas sustancias. Sustancias que no es-taban presentes anteriormente, pero que ahora sí están.

Al separar una disolución, las sustancias que aparecen ya estaban en la disolución, aun-que tan mezcladas unas con otras que no se distinguían. Al separar un compuesto quími-co aparecen nuevas sustancias que antes no estaban. Se han formado en una reacción química, desapareciendo el compuesto original. Si mezclamos nuevamente las sustancias obtenidas de separar una disolución, la disolución vuelve a aparecer de forma inmediata. Si mezclamos las sustancias obtenidas al separar un compuesto químico, éste no reapa-rece, a no ser que produzcamos otra vez una reacción química. 3.2. MEZCLAS DE SUSTANCIAS En algunos cuerpos y sistemas materiales podemos dis-tinguir perfectamente que están compuestos por varias sustancias distintas: son mezclas de sustancias. Así, en el bolígrafo puedes distinguir el metal, la tinta, el plástico, etc. Cuando en un sistema material podemos distinguir las distintas sustancias que lo componen, se trata de una mezcla heterogénea, más comúnmente conocida como mezcla. La mayoría de los sistemas materiales que aparecen en la naturaleza son heterogéneos y podemos distinguir en ellos varias sustancias. En el aire podemos distinguir nubes y humos de variados colores. Las piedras también están formadas por diversas sustancias que forman en su superficie bandas de distintas formas, colores y bri-llos... También los objetos creados por el hombre suelen ser sistemas heterogéneos, con distintas piezas de diferen-


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tes sustancias. Cada pieza de cada aparato, normalmente, está fabricada con una sus-tancia específica, idónea para la tarea que va a realizar. 3.3. MEZCLAS HOMOGÉNEAS (DISOLUCIONES) Vemos que muchos cuerpos y sistemas materiales son heterogéneos y podemos obser-var que están formados por varias sustancias. En otros no podemos ver que haya varias

sustancias: decimos que el sistema material es homogéneo. La sal, el azúcar o el agua que salen del grifo son sistemas materiales ho-mogéneos, que parecen formados por una única sustancia, sal, azúcar y agua, respectivamente. Pero el agua del grifo no es sólo agua. Aunque parezca formada por una sustancia, realmente está formada por más de una. Ade-más de agua contiene oxígeno, cloro, calcio y muchas más sustan-cias. El mismo aire está formado por oxígeno, nitrógeno, agua, ar-gón y muchas otras sustancias. Cuando un sistema material es

homogéneo pero está formado por varias sustancias, se trata de una mezcla homogé-nea, más conocida con el nombre de disolución. Aunque una disolución puede ser sóli-da, líquida o gaseosa (oro de joyería, agua del grifo o aire) la mayoría de las disoluciones que se estudian son líquidas, formadas por agua que lleva disuelta varias sustancias que se llaman solutos, mientras que el agua recibe el nombre de disolvente. En general, la sustancia más abundante en este tipo de mezclas recibe el nombre de di-solvente, y las menos abundantes, solutos. Lo normal es que el aspecto de la disolución sea más parecido al del disolvente que al resto de los componentes de la misma. 3.4. CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN Para saber cómo está formada una disolución no basta conocer qué sustancia es el disol-vente y qué sustancia es el soluto. Podríamos intentar saber la cantidad que hay de cada uno, pero entonces el derramar un poco de disolución o añadir más, nos obligaría a hacer nuevos cálculos. Por eso, lo que interesa conocer es la proporción entre soluto y disolven-te, propiedad que recibe el nombre de concentración. La concentración de una disolución siempre es la misma en toda ella, tengamos la cantidad de disolución que tengamos y la repartamos entre varios recipientes o en uno sólo; para modificar la concentra-ción de una disolución tendríamos que añadir o quitar sólo disolvente o sólo soluto. Aunque existen varias formas de medir la concentración, la más habi-tual es gramos por litro (g/L) que indica los gramos de soluto que ha-bría en un litro de disolución. Se calcula dividiendo la masa de soluto (en gramos) entre el volumen de disolución (en litros). Así, si añadimos 5 g de sal a dos litros de agua para preparar una sopa, la concentración será 5/2 = 2.5 g/L. Puesto que la concentración es el cociente entre la masa de soluto y el volumen de diso-lución, conocidos dos de ellos, es posible calcular el tercero:


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En el siguiente cuadro se muestran otras formas de expresar la concentración de disolu-ciones. Todas ellas indican, de un modo u otro, la relación entre las cantidades de soluto y disolvente en la disolución:

Tanto por ciento en masa

100(%) D

s

m

mC

El significado de los símbolos usados en las ecuaciones de al lado para expresar la concentración es el siguiente:

)(:

:

:

disolventesolutoDisolución

dsD

DisoluciónD

disolvented

solutos

M

mnmolesdenúmeron

molarMasaM

VVlíquidosólido

VVVlíquidosVVVgases

VVVgeneralenlitrosenVolumenV

mmm

gramosenmasam

unidadlaparéntesisentreiónConcentracC

litromolesparasímbolotambién

kgmolesparasímbolotambién

dD

dsDdsD

dsD

dsD

;:

:

:

:;:

),(:

:

),(:

)/(

)/(

Tanto por ciento en volumen

100)(% D

s

V

VvolC

Gramos de soluto por litro de disolución D

s

V

mLgC )/(

Moles de soluto por litro de disolución

(molaridad, M) D

s

V

nMC )(

Moles de soluto por kilogramo

de disolvente (molalidad, m)

d

s

m

nmC )(

Fracción molar ds

ss

nn

n

3.5. MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE LOS COMPONENTES DE MEZCLAS Aunque los instrumentos y objetos fabricados por el hombre son, normalmente, sistemas heterogéneos, antes de fabricarlos, cada pieza y cada parte es de una única sustancia que después se une a las demás. Puesto que en la naturaleza los cuerpos y sistemas ma-teriales son heterogéneos, antes de poder ser empleados por la ciencia y la tecnología se necesita obtener las sustancias que lo integran. Es preciso separar los componentes de las mezclas naturales. Separar una mezcla en sus componentes puede ser fácil o difícil dependiendo de las sus-tancias a separar y, de ellas, cuál es la que deseamos obtener. Así, separar una mezcla de azúcar y arena es relativamente fácil y se puede hacer con paciencia y a mano, pero no lo es tanto separar una mezcla de azúcar y sal. Aprovechando el hecho de cada sustancia tiene alguna propiedad que la diferencia de todas las demás, pueden diseñarse métodos para separar los componentes de cualquier tipo de mezcla. Los más empleados son los mecánicos (para sistemas heterogéneos) y los métodos físicos (para sistemas homogéneos). 3.5.1. MÉTODOS MECÁNICOS DE SEPARACIÓN 1) Cribado o tamizado: Empleado para separar sustancias sólidas que tengan distinto tamaño, como la arena de la grava cuando se desea preparar mortero en la construcción. Como la grava está formada por piedras de varios centímetros de tamaño y la arena por granos de apenas unos milímetros, empleando una criba, que tiene una red con agujeros de medio centímetro, los granos de arena atraviesan la criba mientras que la grava no puede atravesarla y, así, se separan. Dependiendo del tamaño de los granos a separar se puede emplear un tamaño de agujero menor, en cuyo caso, el instrumento que sirve para separar se llama tamiz, en lugar de criba.


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Cuando el tamiz es muy fino, esto es, cuando los agujeros que se deben atravesar son muy pequeños, el cribado no es rápido, ya que los granos gruesos pueden llegar a tapar los poros y agujeros del tamiz. Entonces es necesario remover estos granos gruesos de alguna forma. Si el tamiz es pequeño se puede hacer dando un movimiento brusco vertical al tamiz; si éste es muy grande, se pue-de remover la mezcla con cuidado que se desea separar. Además de en la construcción, el tamizado es muy habitual en la industria alimentaria para preparar alimentos o materias que después se emplearán en la elaboración de alimentos. 2) Decantación: Se emplea para separar sustancias líquidas que no se mezclan entre sí, como el agua y el aceite o sustancias líquidas y sólidas, cuando el sólido no se disuelve ni flota, como la arena que se encuentra en agua. En el caso de líquidos inmiscibles, se deja reposar la mezcla y, por acción de la gra-vedad, uno de los líquidos se situará sobre el otro (el menos denso se colocará sobre el de mayor densidad. Disponiéndolos en un recipiente con un grifo en su parte infe-rior, al abrir el grifo saldrá el líquido más denso. Cuando haya salido todo, cerramos el grifo y dejamos en el recipiente el líquido menos denso. En el caso de un sólido insoluble también se deja que se deposite en el fondo del líquido, bien por la gravedad o centrifugándolo. Una vez en el fondo, para separarlo del líquido, se procede a su filtrado. Como el sólido obtenido aún estará húmedo, puede someterse a su secado. 3) Filtración: Cuando una de las sustancias que se desean separar es líquida y la otra es sólida, se puede hacer pasar la mezcla por una especie de tamiz fino que se denomina filtro. Este proceso se llama filtrado, y es similar al tamizado. Dependiendo del tamaño del sólido que se desea sepa-rar, se pueden emplear filtros más o menos finos. Así, para filtrar el zumo de una naranja de la pulpa que contiene basta un colador, ya que el tamaño de la pulpa es mayor que el agujero del colador y no lo atraviesa. Pero para filtrar café, no se puede emplear un colador, ya que los granos molidos de café lo atravesarían. Usa-mos entonces papel filtrante, un papel especial muy poroso (y por eso absorbe muy bien el agua) que impide que el café molido lo atraviese. Conforme se filtra, los granos van ta-pando los poros del papel, por eso cada vez el filtrado es más lento. En el laboratorio se emplean y construyen dos tipos de filtros, dependiendo de si se desea obtener el líquido o el sólido de la mezcla. Si lo que se desea obtener es el sólido y el lí-quido se va a desechar, se emplean filtros cónicos, que se obtienen a partir de un cuadra-do de papel de filtro doblado en cuatro partes. Si lo que se desea emplear es el líquido, entonces se emplean filtros de pliegues, en los que el papel de filtro se dobla varias ve-ces. 4) Desecación o secado: Se emplea para separar sustancias sólidas del líquido que las humedece, normalmente agua, y sirve como método auxiliar. Normalmente el sólido se ha separado del líquido mediante otro método de separación de mezclas, como el filtrado, la


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decantación o la flotación y, como el sólido que se obtiene aún retiene gran cantidad de agua, se realiza su secado para obtenerlo de forma conveniente. A veces el secado no se realiza de forma completa, sino que se permite que el sólido retenga parte de la humedad. El secado puede realizarse al Sol, dejando el sólido húmedo expuesto al Sol en una zona al aire libre y con suficiente aireación. El Sol calienta y evapora el agua del sólido y lo se-ca adecuadamente. Este proceso se realiza en las salinas, cuando se obtiene sal del agua de mar o, más normalmente, para secar la ropa húmeda tras su lavado. Si se necesita que el sólido quede con menos humedad, bien porque así lo requiere el propio sólido, o por los poste-riores procesos a los que va a ser sometido, no basta el se-cado al sol; se necesita realizar un calentamiento del sólido. Este calentamiento evaporará todo el agua presente y nos permitirá obtener un sólido libre de ella. Este proceso se rea-liza, por ejemplo, para obtener el azúcar a partir del líquido que se extrae de la caña de azúcar o de la remolacha azucarera. 5) Flotación: Si de los componentes de la mezcla uno flota en el agua u otro líquido y los demás no ,al echar la mezcla en el líquido, los componentes se separarán. Normalmente los sólidos no flotan en el agua, así que se añaden a ésta sustancias que favorecen la flotabilidad, es-pecialmente detergentes que forman espumas y que arras-tran hacia la superficie los sólidos y los separan. Este método es muy empleado en minería para separar la mena (el mineral del que se va a obtener el metal de inte-rés) de la ganga (el mineral que acompaña a la mena y que carece de utilidad). Como la ganga normalmente es menos densa que la mena, al añadir detergentes al agua se consigue que flote, dejando la mena en el fondo. Después, claro, habrá que proceder

al secado de la mena. A veces no es necesario conseguir la flotación completa; basta con que sea facti-ble arrastrar la ganga. Eso es lo que ocurre en la minería del oro que se ve en la películas de vaqueros. Como el oro es mucho más pesado que la arena, el agua no puede arrastrar sus pepitas, mientras que sí lo hace con la arena y así se se-paran.

3.5.2. MÉTODOS FÍSICOS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS La separación de las sustancias que forman una disolución es más difícil que las que for-man una mezcla heterogénea y también existen varios métodos para hacerlo, pero los más comunes, tanto en la industria como en el laboratorio son:


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1) Destilación: La destilación es un método que permite separar las sustancias presentes en una disolución. Consiste en calentar la disolución hasta que hierva, recogiendo los vapores desprendidos. Existen varios tipos de destilaciones. En la destilación simple la disolución se calienta hasta hervir y los vapores se enfrían y se recogen inmediatamente. Con este método no se separan completamente las sustancias que constituyen la disolución pero es fácil y cómodo de realizar. Se emplea para obtener agua destilada (que se usa para el planchado de ropa en las planchas a vapor y en las baterías de los coches) y en la elaboración de bebidas espirito-sas. En la destilación fraccionada los vapores suben por un tubo alto en el que se van en-friando antes de pasar al refrigerante que los licuará nuevamente. No sólo se obtienen sustancias mucho más puras que en la destilación simple, sino que obteniendo vapores a distintas alturas del fraccionador, se pueden obtener sustancias distintas. Este método es el empleado en la destilación del petróleo y, en las distintas partes del fraccionado se ob-tiene gas, gasolina, gasóleo, combustible para aviones, asfalto, etc. 2) Cromatografía: La cromatografía más simple se denomina cromatogra-fía en papel. En una tira de papel, similar al que se emplea para hacer fil-tros, se colocan unas gotas de la disolución que se desea separar. Des-pués se sumerge un extremo del papel en una mezcla de agua con aceto-na u otra sustancia similar, procurando que el líquido no moje la mancha de disolución y que el papel quede en vertical. La mezcla subirá por el pa-pel y arrastrará la mancha de la disolución, pero cada componente de la disolución será arrastrado de forma distinta, dependiendo de su afinidad con la mezcla que lo arrastra y el papel. De esta forma en el papel se formarán bandas de color a distintas alturas, una por cada componente de la disolución.

Además de la cromatografía en papel, existen otros tipos de cromatografía empleados, sobre todo, en los laboratorios para identificar los compuestos que forman una disolución. Los más habituales son la cromatografía en capa fina, que emplea en lugar de papel un compuesto especial a base de sílice, y la cromatografía de gases, en la que la disolución, gracias a un aparato especial, se evapora y es arrastrada por un gas a tra-vés de unos tubos en los que se separan los componentes de la disolución.

3.4.3. RESUMEN DE LOS MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE SUSTANCIAS El conjunto de métodos de separación reciben la denominación de métodos mecánicos (los propios de mezclas heterogéneas) y métodos físicos (los que permiten separar mez-clas homogéneas). Todos ellos se basan en aprovechar alguna o algunas propiedades específicas que diferencian a las sustancias mezcladas. Hay que tener en cuenta que normalmente no se usa un método de forma aislada, siendo normal utilizar varios de for-ma consecutiva; hay veces en las que se añade un componente (disolventes muy a me-nudo) que no existe en la mezcla de partida.


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En la siguiente tabla se muestran resumidos los métodos de separación más comunes:

MÉTODO PROPIEDAD SISTEMAS

SEPARABLES EJEMPLO

Tamizado Tamaño de partícula S-S heterogéneo Arena y grava

Decantación Densidad S-L ; L-L inmiscibles Arena y agua; Agua y aceite

Filtración Tamaño de partícula S-L; S-G inmiscibles Lodo y agua; Polen y aire

Secado Temperatura de ebu-llición

S-L Sal húmeda

Flotación densidad S-L, inmiscibles Serrín y agua

Destilación Temperatura de ebu-llición

L-L, miscibles Alcohol y agua

Cromatografía Velocidad de avance en medio poroso

S-S; L-L; G-G Pigmentos vegetales

Extracción Solubilidad en disol-ventes no miscibles

S-S;L-L;G-G Yodo y sal, con CCl4

Lixiviado Solubilidad en un disolvente

S-S Arena y sal, con agua

Separación magnética

comportamiento magnético

S-S Limaduras de hierro y arena

Evaporación Temperatura de ebu-llición

S-L, miscibles Sal y agua

Cristalización Solubilidad con la temperatura

S-L, miscibles Sal y agua

Centrífuga densidad S-L, inmiscibles Arcilla en suspensión y agua

4. ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA Los sistemas materiales pueden ser homogéneos o heterogéneos, estar formados por una única sustancia o por varias, tener una única clase de átomos o varias. Pero también se pueden manifestar de varias formas, en lo que se llaman estados de agregación. Los estados de agregación son los distintos aspectos que puede presentar la materia: sóli-dos, líquidos y gases. 4.1. SÓLIDOS El estado sólido se caracteriza por tener una forma y un volumen fijos que no puede ser cambiado. Son incompresibles, ya que por mucha fuerza que ejerzamos sobre ellos su volumen no disminuirá. Los átomos y moléculas que forman los sólidos están orde-nados en el espacio, formando lo que se llama estructura cristalina. Esa estructura cristalina se manifiesta en el sólido haciendo que éste tenga una forma geométrica. Así, por ejemplo, los granos de sal son pequeños cubos y los mine-rales tienen formas regulares. Pero la mayoría de las veces esta forma geométrica es tan pequeña que se precisa el empleo de un microscopio para poder verla. Esto no significa que las moléculas y átomos que forman los sólidos estén en reposo.


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Debido a la temperatura, se están moviendo continuamente (como todos los átomos y moléculas). Pero los átomos están enlazados por unas fuerzas que impiden que se mue-van libremente y sólo pueden vibrar, pero sin separarse demasiado de su posición, como si estuvieran unidas mediante un muelle que se encoge y expande continuamente. 4.2. LÍQUIDOS Un líquido, como un sólido, es incompresible, de forma que su volumen no cambia. Pero al contrario que el sólido, el líquido no tiene una forma fija, sino que se adapta al recipien-te que lo contiene, manteniendo siempre una superficie superior horizontal. En el líquido, los átomos y moléculas no están unidos tan fuertemente como en el sólido. Por eso tienen más libertad de movimiento y, en lugar de vibrar en un sitio fijo, se pueden desplazar y moverse, pero siempre se desplazan y mueven una molécula junto a otra, sin separarse demasiado. Es como si estuvieran bailando, de forma que se pueden mover, pero siempre cerca una de otra. En la superficie del líquido, las moléculas que lo for-man se escapan al aire, el líquido se evapora. Si el recipiente que contiene el líquido está cerrado, las moléculas que se han evaporado pueden volver al líquido, y se establece así un equi-librio, de forma que el líquido no se pierde. Si el recipiente está abierto, las moléculas que escapan del líquido al aire son arrastradas por éste y no retornan al líquido, así que la masa líquida acaba por desaparecer. Es por esto por lo que las ropas se secan, y más rápidamente cuanto más viento haya, ya que el viento ayuda a arrastrar las moléculas que se han evaporado. La ebullición, el que un líquido hierva, es distinta de la evaporación. Mientras que la eva-poración sólo afecta a la superficie del líquido, la ebullición afecta a todo el líquido, en to-do el líquido aparecen burbujas de gas que escapan de forma tumultuosa. 4.3. GASES Aunque estamos inmersos en un gas, el aire que constituye la atmósfera, hasta el siglo XVII, los sabios y científicos no se percibieron de ello. Al fin y al cabo, cada vez que se obtenía un gas, fuera cual fuera éste, finalmente se mezclaba con el aire y parecía desa-parecer. Fue en el siglo XVII cuando el físico y químico belga Jan Baptis-ta van Helmont aprendió a diferenciar a los gases del aire y aprendió a recogerlos para que no se mezclaran con aquél y al aislarlos, inventó la palabra con la que los nombramos: gas, derivándola de la palabra griega que significa caos, ya que le pareció que la materia que formaba los gases estaba sumida en el caos. Si los sólidos tienen una forma y un volumen fijos y los líquidos un volumen fijo y una forma variable, los gases no tienen ni una forma fija ni un volumen fijo. Se adaptan al recipiente que los contiene y, además, lo ocupan completamente. Si el recipiente que ocupa el gas es flexible o tiene una parte móvil, resulta fácil modificar su forma y su volumen, alterando la forma y volumen del gas que hay en su interior. En un gas, las moléculas no están unidas de ninguna forma. Si en el sólido sólo podían vibrar, permaneciendo fijas en un sitio determinado, y en el líquido podían moverse pero


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sin separarse unas de otras, en el gas las moléculas se mueven y desplazan libremente. El gas está formado por moléculas con mucho espacio vacío entre ellas, espacio vacío por el que se mueven con absoluta libertad. Por eso su volumen no es fijo y se pueden comprimir y dilatar. Al comprimirlos, simplemente disminuye el espacio vacío en el que se mueven las moléculas del gas, y dilatarlo es aumentar ese espacio vacío. 4.4. CAMBIOS DE ESTADO Los estados de agregación no son fijos e inmutables. Dependen de la temperatura. Si sacamos hielo del congelador, estará a -10 ó -20ºC. Empieza a calentarse, pero segui-rá siendo hielo. Cuando la temperatura alcance los 0 ºC empezará a fundirse, ya que 0 ºC es la temperatura de fusión del hielo; es el punto de fusión. Tendremos entonces hielo y agua a 0 ºC. Mientras haya hielo y agua, la temperatura será de 0 ºC, por mucho que lo calentemos, porque mientras se produce el cambio de estado la temperatura permanece fija. Una vez que se ha fundido todo el hielo, el agua, que estaba a 0 ºC empezará a subir de temperatura otra vez y cuando llegue a 100 ºC empezará a hervir, ya que 100 ºC es la temperatura de ebullición del agua; es su punto de ebullición. Puesto que se está pro-duciendo un cambio de estado, la temperatura no variará y mientras el agua hierva, per-manecerá constante a 100 ºC. Cuando toda el agua haya hervido y sólo tengamos vapor de agua, volverá a subir la temperatura por encima de los 100 ºC. Lo mismo ocurrirá a la inversa. Si enfriamos el vapor de agua, cuando su temperatura al-cance los 100 ºC empezará a formar agua líquida y su temperatura no cambiará. Cuando todo el vapor se haya convertido en agua, volverá a bajar la temperatura hasta llegar a 0 ºC, temperatura a la que empezará a aparecer hielo y que quedará fija. Cuando toda el agua se haya convertido en hielo, volverá a bajar la temperatura. Es decir, mientras se produce un cambio de estado, la temperatura permanece fija y constante, aunque cada sustancia cambiará de estado a una temperatura propia.

La mayoría de las sustancias, el agua entre ellas, al calentarse funden del estado sólido al líquido y hierven del estado líquido al gaseoso. Al enfriarse, por contra, condensan del estado gaseoso al líquido y solidifican del estado líquido al sólido. Algunas sustancias, como el hielo seco, pasan directamente del estado sólido al gaseoso (subliman). Y al en-


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friar el gas condensan directamente al estado sólido, pero siempre permanece fija la tem-peratura a la que cambian de estado.

El paso de un estado de agregación a otro recibe un nombre específico, que puedes ver a continuación:

Como el cambio de un estado de agregación se rea-liza, para una presión determinada, a una temperatu-ra fija e invariable, tanto al calentar como al enfriar, estas condiciones de temperatura y presión reciben el nombre de punto de, y el nombre del cambio de estado. Así, la temperatura a la que hierve el agua a 1 atmósfera de presión, como el paso de líquido a gas se conoce como ebullición, se llama punto de ebullición. La temperatura a la que el hielo seco se convierte en gas se llama punto de sublimación, etc. Hay que destacar que en el esquema anterior, el

paso de líquido a gas se ha puesto como evaporación, proceso que puede ocurrir a cual-quier temperatura comprendida entre el punto de fusión y el de ebullición. Puede explicar-se mediante la teoría cinética de la materia (que veremos en el próximo apartado) admi-tiendo que, debido al continuo movimiento de las moléculas del líquido, siempre hay algu-nas que son capaces de escapar de las atracciones del conjunto de las moléculas, pa-sando así a la fase gaseosa; cuando todas las moléculas tienen energía suficiente como para escapar de sus compañeras, todo el líquido tiende a pasar al estado gaseoso y es cuando se produce la ebullición (ésta sí ocurre a una temperatura fija). No deja de ser, en todo caso, una consecuencia de que el estado líquido es una situación intermedia entre el estado sólido y el gaseoso. Como muestra de lo anterior, observa cómo no es necesario que el agua de un charco hierva para que se evapore. 4.5. TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR (TEORÍA CINÉTICA DE LA MATERIA) Esta teoría científica explica las cualidades que manifiesta la materia en sus distintos es-tados de agregación, basándose en las siguientes hipótesis: 1ª) La materia está formada por pequeñas partículas o corpúsculos (átomos o moléculas). 2ª) Los átomos se unen entre sí mediante unas fuerzas muy grandes y difíciles de romper, llamadas enlace químico; las moléculas también se unen entre sí mediante unas fuerzas, más débiles, que se llaman fuerzas intermoleculares. 3ª) Las partículas que constituyen la materia están en continuo movimiento, de modo que la temperatura de un cuerpo indica la velocidad a la que se mueven los átomos o molécu-las que lo constituyen. Cuanto mayor es la temperatura, con mayor velocidad se mueven las moléculas y, a menor temperatura, menor es la velocidad. Cuando las partículas no se mueven, se ha alcanzado la temperatura más baja posible, que es -273 ºC. Por tanto, el estado de agregación de una sustancia depende de las fuerzas intermolecu-lares que unen a sus partículas y de la temperatura.


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Cuando la temperatura es baja, los átomos o las moléculas no pueden moverse, sólo pueden vibrar, sin separarse una de otra. Como las partículas están prácticamente juntas y fijas, sin capacidad de movimiento, el cuerpo tendrá un volumen y una forma fija. Es un sólido. Si la temperatura aumenta, como las fuerzas intermoleculares no lo hacen, las partículas ya podrán moverse, pero todavía permanecerán una junto a otra. Se comportarán de for-ma similar a un grupo de canicas en una caja, que pueden deslizarse una sobre otra. El volumen seguirá siendo fijo, pero no así la forma, que se adaptará al recipiente. Se trata de un líquido. Si la temperatura es todavía mayor, las partículas no estarán retenidas por las fuerzas intermoleculares y se separarán unas de otras, moviéndose por todo el recipiente. Entre molécula y molécula, habrá un espacio vacío y será fácil acercarlas o alejarlas. Ni la forma ni el volumen es fijo, ambos cambian con facilidad, ya que estamos, sobre todo, ante es-pacio vacío en el que se mueven moléculas. Es un gas. 5. LEYES DE LOS GASES Se puede comprobar experimentalmente que la relación entre las distintas propiedades medibles en cierta cantidad de un gas (volumen, temperatura, presión, etc) no es arbitra-ria, sino que cumple unas condiciones determinadas. Así, cuando aumenta la temperatura de un gas encerrado en un globo, aumenta también su presión; pero si comprimimos un gas encerrado en una jeringuilla taponada, entonces necesariamente reducimos su volu-men. Pues bien, las relaciones cuantitativas entre unas y otras propiedades de los gases es lo que se denomina leyes de los gases, que han sido obtenidas de forma experimen-tal. Veamos cuáles son.

5.1. PRESIÓN, VOLUMEN Y TEMPERATURA Las moléculas de los gases se mueven continuamente debido a la temperatura. Cuanto mayor sea la temperatura, con más velocidad se moverán las moléculas. Pero la tempera-tura no se mide en la escala normal de temperaturas, la escala Celsius o Centígrada, sino en una escala especial llamada escala Kelvin o escala absoluta. A -273ºC las moléculas estarían quietas. Por eso no puede haber una temperatura más baja. En la escala Kelvin, 0 K equivale a -273ºC. Y no pueden existir temperaturas inferio-res, así que no pueden existir temperaturas negativas. Para pasar de una escala a otra basta sumar o restar 273. Así, 100ºC serán 100 + 273 = 373K y 500K serán 500 - 273 = 227ºC. Es en esta escala de temperatura en la que deberemos medir siempre la tempera-tura de un gas. Las moléculas de gas ocupan un volumen y en él se mueven y desplazan. Aunque en el Sistema Internacional el volumen se mida en m3 (metros cúbicos), cuando se trata de ga-ses, el volumen que ocupa se mide en litros (L). Pero no hay que olvidar que 1 litro equi-vale a 1 dm3 (decímetro cúbico), es decir, que 1000 L son 1 m3. Como las moléculas de gas se están moviendo, chocarán con el recipiente que las con-tiene (y entre sí, claro). Al chocar, ejercerán una presión, otra magnitud física, resultado de dividir la fuerza por la superficie. En el sistema internacional se mide es pascales (Pa), pero cuando se estudian los gases se suele emplear la atmósfera (atm), que es la presión que ejerce la atmósfera a nivel del mar (en la playa, vamos) y que tiene un valor de 101300 Pa. El pascal (que equivale a ejercer una fuerza de 1 newton en una superficie de 1 m2) es una unidad muy pequeña, así que se han definido otras mayores, muy empleadas en dis-tintas ciencias. En meteorología, en la que también es importante la presión, ya que de-pendiendo de ella cambiará o no el tiempo y hará más o menos frío y habrá mayor o me-


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nor posibilidad de lluvia, la presión se mide en bares (b) o milibares (mb). Finalmente, por razones históricas, a veces se mide la presión en milímetros de mercurio (mmHg), siendo una atmósfera 760 mmHg. Evidentemente, 1 b equivale a 1000 mb y son 100000 Pa. Po-demos escribir entonces la tabla de conversión:

Pascal Atmósfera Bar milibar mmHg

101300 1 1.013 1013 760

El paso de una unidad a otra se realiza como un caso más de múltiplos y submúltiplos. Así, 1140 mmHg son 1.5 atm Veámoslo con más detalle: 1040 mmHg deseamos expresarlo en atm. Nos fijamos en las equivalencias que aparecen en la tabla.

Pascal Atmósfera bar milibar mmHg

101300 1 1.013 1013 760

Debemos ahora, la cantidad inicial, multiplicarla por la correspondiente a la unidad a que queremos pasar y dividirla por aquella que es la unidad de origen. En este caso, desea-mos pasar a atm, por lo que deberemos multiplicar por 1 atm y como partimos de mmHg, deberemos dividir por 760 mmHg.

1140 mmHg · 1 atm

= 1140 mmHg · 1 atm

= 1.5 atm 760 mmHg 760 mmHg

Si queremos expresar 250000 Pa en bar:

250000 Pa · 1.013 bar

= 250000 Pa · 1.013 bar

= 2.5 bar 101300 Pa 101300 Pa

Observa cómo, al simplificar la última fracción, la unidad de origen se puede simplificar, por estar tanto en el numerador como en el denominador, quedando únicamente la unidad a la que se desea convertir. 5.2. LEY DE BOYLE-MARIOTTE Al aumentar el volumen de un gas, las moléculas que lo componen se separarán entre sí y de las paredes del recipiente que lo contiene. Al estar más lejos, chocarán menos veces y, por lo tanto, ejercerán una presión menor. Es decir, la presión disminuirá. Por el contra-rio, si disminuye el volumen de un gas, las moléculas se acercarán y chocarán más veces con el recipiente, por lo que la presión será mayor. La presión aumentará. Experimentalmente se puede comprobar que el producto la presión de un gas por el vo-lumen que ocupa es constante, si se mantiene fija la temperatura. Si llamamos V0 y P0 al volumen y presión del gas antes de ser modifi-cados y V y P a los valores modificados, ha de cumplirse:

oo VPVP

Esto se conoce como ley de Boyle y Mariotte, en honor a los químicos inglés y francés que lo descubrieron. El volumen y la presión iniciales y finales deben expresarse en las mismas unidades, de forma habitual el volumen en litros y la presión en atmósferas.

Gracias a esta ley, conociendo tres de los cuatro valores, es posible determinar el cuarto. Así, podemos determinar que si un gas ocupa un volumen de 6 l a la presión de 1 atm, si aumentamos la presión a 1140 mmHg, el volumen disminuirá a 4 l.


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En efecto: En primer lugar expresaremos 1140 mmHg en atm:

1140 mmHg · 1 atm

= 1140 mmHg · 1 atm

= 1.5 atm 760 mmHg 760 mmHg

Ahora podemos aplicar la ley de Boyle y Mariotte, tomando los valores del ejemplo: V0 = 6 L P0 = 1 atm P = 1140 mmHg = 1.5 atm

V0 · P0 = V · P 6 · 1 = V · 1.5

V = 6 · 1

= 4 L 1.5

Como la presión ha aumentado, el volumen tiene que disminuir. Si la presión disminuyera, el volumen aumentaría, ya que se comportan de forma opuesta. 5.3. LEY DE CHARLES/GAY-LUSSAC Al aumentar la temperatura de un gas, sus moléculas se moverán más rápidas y no sólo chocarán más veces, sino que esos choques serán más fuertes. Si el volumen no cambia, la presión aumentará. Si la temperatura disminuye las moléculas se moverán más lentas, los choques serán menos numerosos y menos fuertes por lo que la presión será más pe-queña. Experimentalmente, Gay-Lussac y Charles, determinaron que, si se fija el volumen de una masa de gas, el cociente entre la presión y la temperatura, en la escala Kelvin, permane-ce constante:

o

o

T

P

T

P

Esta ley explica porqué la presión de las ruedas de un coche ha de medirse cuando el vehículo apenas ha circulado, ya que cuando recorre un camino, los neumáticos se ca-lientan y aumenta su presión. Así, unas ruedas cuya presión sea de 1.9 atm a 20 ºC, tras circular el coche y calentarse hasta los 50 ºC, tendrá una presión de 2.095 atm. Veámoslo más detenidamente: En primer lugar debemos expresar las temperaturas en la escala absoluta, para lo que sumaremos 273: T0 = 20 + 273 = 293 K T = 50 + 273 = 323 K Y como: P0 = 1.9 atm podemos aplicar la ley de Charles y Gay-Lussac:

P0 =

P P

= P0

P

= 1.9

T0 T T T0 323 293

P = 1.9 · 323

= 2.095 atm 293

Si el recipiente puede agrandarse o encogerse, al aumentar la temperatura y producirse más choques, estos harán que el recipiente se expanda, por lo que el volumen de gas aumentará. Y por el contrario, si la temperatura disminuye, el volumen también disminuirá. Siempre que la presión no cambie.


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Numéricamente, Gay-Lussac y Charles determinaron que el cociente entre el volumen de un gas y su temperatura, medida en la escala absoluta, permanece constante cuando se fija su presión:

o

o

T

V

T

V

Por eso, si introducimos un globo en el congelador, se desinfla. Al bajar la temperatura de 30 ºC a -20ºC, un globo de 2 L verá reducido su volumen a 1,67 L En primer lugar debemos expresar las temperaturas en la escala absoluta, para lo que sumaremos 273: T0 = 30 + 273 = 303 K T = -20 + 273 = 253 K Y como: V0 = 2 L podemos aplicar la ley de Charles y Guy-Lussac:

V0 =

V V

= V0

V

= 2

T0 T T T0 253 303

V = 2 · 253

= 1.67 L 303

Si, por el contrario, se expone al sol, al aumentar su temperatura, aumentará su volumen. 5.4. LEY GENERAL DE LOS GASES (LEY DE LOS GASES PERFECTOS) Las leyes de Boyle y Mariotte y de Charles y Gay-Lussac, relacionan la presión, el volu-men y la temperatura de un gas de dos en dos, por parejas. Sin embargo, es posible de-ducir una ley que las incluya a las tres: la ley de los gases perfectos o ideales, llamada así porque se cumple totalmente cuando las presiones son relativamente bajas.

VT

VP

T

P

VP

VTP

P

T

P

T

P

T

PVV

VP

VTP

V

VTT

T

V

T

VPP

P

VPVVPVPTT

o

oo

oo

o

oo

o

ooooo

22

2

2

22

22

1

212

1

1

2

212

1

1111

Es decir, la Ley General que engloba las tres anteriores, puede escribirse así:

o

oo

T

VP

T

VP

Según esta ley, es el producto de la presión, volumen e inverso de la temperatura absolu-ta lo que permanece constante en los gases y a partir de ella podemos deducir las leyes anteriores. Evidentemente la cantidad de gas influirá en sus propiedades. Si ponemos el doble de gas, y no cambiamos su volumen, la presión se duplicará. Y si mantenemos la presión pero disminuimos la cantidad de gas a la mitad, el volumen también tendrá que reducirse a la mitad. Relacionar todas las propiedades de los gases con la cantidad de gas lo hace la ecuación de los gases ideales:

TRnVP

En la que n es la cantidad de gas en moles, R es un número, la llamada constante de los gases, que vale 0.082 atm·L/mol·K y P, V y T son la presión, volumen y temperatura del gas medidas en atmósferas, litros y Kelvin, respectivamente.


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En la ecuación de los gases ideales, conocidas tres de las propiedades del gas podemos calcular la cuarta. Así, si sabemos que un globo de feria se ha inflado hasta alcanzar 3 litros, a la presión de 1 atmósfera y a la temperatura de 27 ºC podemos determinar que contiene 0.12 moles de gas. Veámoslo: En primer lugar expresamos la temperatura en la escala absoluta, para lo que sumaremos 273: T = 20 + 273 = 293 K Y como: P = 1 atm ; V = 3 L, podemos aplicar la ley de los gases, TRnVP

1 · 3 = n · 0.082 · 293 3 = n · 24.026

molesnn 12,012,0026,24

3

6. CAMBIOS FÍSICOS Y CAMBIOS QUÍMICOS. MATERIA Y ENERGÍA Vivimos en un mundo en constante cambio y transformación. En nuestro entorno natural la noche sigue al día, el calor al frío y el Sol aparece tras la lluvia. En nuestro hogar apa-gamos y encendemos luces, vemos distintas emisoras de televisión y hervimos agua para preparar la comida.

Los seres vivos también sufren cambios: crecen, envejecen, florecen, se desplazan y mueren. Algunos de estos cambios se aprecian a simple vista, como la caída de las hojas de una planta o la carrera de un ani-mal. Pero otras transformaciones no se aprecian en absoluto, como la respiración de las plantas o la digestión de los alimentos. En cualquiera de todos estos cambios y transformaciones, o en cual-quier otro que puedas imaginar, hay energía.

Energía es la capacidad de producir transformaciones y cambios. A veces esa energía se consume, como cuando calentamos la leche para el desayuno o al encender una bombilla. Otras veces la produ-cimos, como al quemar madera en la chimenea o rascar una cerilla. En cualquier caso, la energía siempre está ahí y nos limitamos a pa-sarla de un sistema material a otro, cambiando la forma en que se manifiesta. Cuando quemamos madera, cambiamos la energía química de la madera y del aire en luz y calor. En las centrales hidroeléctricas, la energía del agua embalsada se convierte en energía eléctrica y en las centrales nucleares, la energía eléctrica procede de la que contiene el núcleo atómico. La energía nunca aparece o desaparece, cambia de una forma a otra.

En muchas transformaciones, las sustancias no cambian su na-turaleza: si calentamos agua, tenemos agua caliente al final y agua fría al principio, pero siempre agua. Si metemos el agua en el congelador para hacer cubitos de hielo, tampoco cambia la sustancia, que pasa de líquida a sólida, pero sigue siendo agua. Otro tanto ocurre cuando se mueve un tren o un coche, tras el movimien-to, el tren o el coche siguen siendo los mismos. Y cuando un gato cae, es el mismo desde que empieza la caída hasta que llega al suelo.

Las transformaciones en las que las sustancias no cambian de naturale-za, como al mover un objeto o un animal, o al calentar o enfriar un cuer-po, son transformaciones físicas. En ellas la naturaleza de las cosas que se transforman o que cambian es siempre la misma.


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Hay cambios en los que las sustancias cambian de naturaleza y es completamente diferente el resultado final de lo que teníamos al principio. Si quemamos leña en la chimenea, al principio tenemos un conjunto de troncos de color más o menos marrón y rígidos. Tras la quema sólo vemos un puñado de ceniza y carbón completamente dis-tinto a la madera original. Lo mismo ocurre cuando cocinamos. Si hervimos un huevo de gallina, el huevo obtenido tras su paso por el agua hirviendo es completamente dis-tinto del huevo que se introdujo en la cazuela. En estas transformaciones, las sustancias que hay al principio se convierten en otras completamente distintas tras la transformación, tan distintas que muchas veces es impo-sible reconocer el origen del producto obtenido. Esto es así porque los átomos que forman las sustancias iniciales rompen sus uniones, se reordenan y se forman otros enlaces nue-vos entre los átomos presentes.

Cuando en una transformación cambia la naturaleza de las sustancias que intervienen en ella, se dice que es una transformación química. En todas las transformaciones químicas se producen roturas de enla-ces y creación de enlaces nuevos. Las transformaciones químicas son aquellas en las que las sustancias que están presentes originalmente desaparecen para aparecer unas sustancias nuevas. Estas transformaciones se llaman reacciones quí-micas. Las sustancias que van desapareciendo, transformándose en

otras reciben el nombre de reactivos, mientras que las sustancias que se van producien-do por la transformación química que sufren los reactivos se conocen con el nombre de productos. 6.1. CONSERVACIÓN DE LA MASA En las transformaciones físicas está claro que la masa permanece constante, ya que los cuerpos pueden cambiar de aspecto, forma o velocidad, pero su masa no se ve alterada. Sin embargo, en los cambios químicos, es preciso analizar más detalladamente la situa-ción: antes de que empiece la reacción química, sólo tendremos reactivos. Cuando la reacción química comienza, la cantidad de reactivos va disminuyendo y aparece y aumen-ta la cantidad de productos. Al finalizar la reacción, normalmente tendremos productos y no habrá alguno o algunos de los reactivos iniciales. Como en una transformación química los átomos no desaparecen (sólo cambian de compañero), siempre se conserva la masa total de materia, si bien estará distribuida entre los reactivos y los productos de la reac-ción. Si consideramos la combustión de la madera puede parecernos que esto no ocurre, ya que tras quemarla, nos queda una cantidad de ceniza que pesa mucho menos que la ma-dera original. Pero esto es porque no consideramos los gases. Al quemar la madera se produce dióxido de carbono, que es un gas, y que se pierde en la atmósfera, por lo que si pesamos la ceniza, no estamos pesando todos los productos de la reacción. Si quemára-mos la madera en un bote cerrado, veríamos como no cambia su masa.


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6.2. LA ENERGÍA Todos los cuerpos tienen energía, es decir, capacidad para realizar cambios o trabajo mecánico. Esta energía puede transformarse de una clase en otra y que también puede pasar de un cuerpo a otro, pero que nunca desaparece. 6.2.1. ENERGÍA POTENCIAL GRAVITATORIA Es la energía que tiene un cuerpo por estar a una determinada altura. Se puede calcular

empleando la fórmula: hgmE p , donde m es la masa del cuerpo, h , la altura a la que

se encuentra éste y g es la aceleración de la gravedad (9,8 m/s2).

Veamos un ejemplo: cuerpo de 115 kg a 46 metros de altura:

Ep = 115 kg 9.8 m/s2 46 m = 51842 julios

6.2.2. ENERGÍA CINÉTICA Es la energía que tiene un cuerpo por moverse a una determinada velocidad. Se puede

calcular empleando la fórmula: 2

2

1vmE , donde m es la masa del cuerpo y v su veloci-

dad en m/s.

6.2.3. ENERGÍA POTENCIAL ELÁSTICA

Es la energía que tiene un cuerpo por encontrarse deformado res-pecto a su forma original. Un muelle que se contrae o una goma elástica que se estira almacenan energía potencial elástica que liberan cuando recuperan su forma original. Viene dada por la ex-

presión 2

2

1xkE , donde k es la constante elástica y x es la

deformación producida. Así es como funciona un tirachinas, que lanzará tanto más lejos cuanto más se haya esti-rado la goma. 6.2.4. ENERGÍA ELÉCTRICA

Es la energía que tiene un cuerpo cuando se some-te a la acción de cargas eléctricas. Es la más fácil de transportar, por lo que la mayor parte del con-sumo de energía en los hogares se hace a través


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de energía eléctrica y la mayoría de las centrales que producen energía producen energía eléctrica. 6.2.5. ENERGÍA QUÍMICA Es la energía que tiene un cuerpo debida a los átomos y moléculas que lo consti-tuyen. Se libera cuando se produce una reacción química. Aunque todos los cuer-pos tienen energía química no en todos es aprovechable. Los combustibles, como la gasolina, el gasoil o el carbón son sustancias que al-macenan gran cantidad de energía química que puede ser liberada. 6.2.6. ENERGÍA NUCLEAR Es la energía que posee un cuerpo debida al núcleo de los átomos que lo componen. Se libera cuando los núcleos de los átomos de unen o se rompen. Si la energía se obtiene por división de un núcleo atómico en dos fragmentos de tamaño similar, se llama energía de Fisión, que es la empleada en los reactores nucleares. Cuando se obtiene por la unión de los núcleos de átomos, como ocurre en el Sol, se de-nomina energía de Fusión.

Fisión Fusión


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6.2.7. ENERGÍA ELECTROMAGNÉTICA Es la energía asociada a las ondas electromagnéticas, es decir, a la luz. Las ondas de radio y televisión también llevan asociada energía electromagnética, lo mismo que las microondas de los hornos de mi-croondas. La luz que nos permite ver, es energía o radiación electromagnética; los hornos microondas usan la energía electromagnética para cocinar y calentar los alimentos. 6.2.8. ENERGÍA CALORÍFICA. CALOR Es la energía que pasa de un cuerpo a otro cuando están a distinta tempe-ratura. Aunque se relaciona con la temperatura no es lo mismo que ésta. Se debe al movimiento de las moléculas de los cuerpos. Cuanto más rápida-mente se muevan sus moléculas, mayor energía calorífica tendrá el cuerpo y mayor será su temperatura. 6.3. CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA No toda la energía se convierte, una parte se pierde como calor. Al cocinar convertimos la energía química del butano en calor. Pero no todo el calor que producimos se aprovecha

en la cocina, parte se “pierde” calentando el recipiente en el que cocina-mos y otra parte en calentar el aire que lo rodea. Por eso, en cada conver-sión o aprovechamiento de la energía, una parte se “pierde” y se desperdi-cia. Una parte se ha degradado como calor no aprovechable. La energía puede cambiarse de un tipo a otro. Cuando un cuerpo está a una altura determinada, tiene energía potencial gravitatoria; si dejamos que caiga, cada vez tendrá menos energía potencial gravitatoria, pero irá cada vez más deprisa, adquiriendo energía cinética. La energía potencial gravi-tatoria se convierte en energía cinética. En la cocina, el butano transforma la energía química que tiene en calor, que pasa a los alimentos para cocinarlos.

Toda transformación de la materia supone una variación en la cantidad de energía que posee. En las transformaciones físicas puede ser su energía potencial o cinética; en las trasformaciones químicas también hay una variación de energía entre la situación inicial y la final. Cualitativamente, es necesario romper las uniones entre los átomos de los reacti-vos, para lo que es necesario comunicar energía; sin embargo, cuando se unen de nuevo los átomos para formar los productos de reacción se libera energía. El balance energético global puede ser positivo o negativo, liberándose o absorbiendo energía del medio. En el primer caso, la transformación es exoenergética (exotérmica) y el el segundo endo-energética (endotérmica). La energía puesta en juego, como una capacidad para producir transformaciones o traba-jo mecánico, puede ser de distintas formas: luminosa, calorífica, mecánica, eléctrica, etc.


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En todo caso se verifica también que el balance neto de energía de todo el sistema (ciné-tica, potencial, química, ..) es nulo. Por tanto, la energía total en una transformación se conserva, aunque cambie de forma. Así, al quemar un trozo de madera, la energía poten-cial química se libera en forma de calor, que va a parar al medio que rodea al propio trozo de madera. En realidad, los principios de conservación de la materia y de la energía no son indepen-dientes, ya que en algunos procesos nucleares se ha podido comprobar cómo pequeñas cantidades de masa se transforman en energía siguiendo la famosa ecuación de Einstein

que asocia a ambas 2cmE , donde E es la variación de energía, m es la varia-

ción de la masa y 2c es el cuadrado de la velocidad de la luz (c=3·108 m/s). Como consecuencia de lo anterior, y para generalizar en cualquier tipo de trasformación, la suma de la masa y energía de un sistema permanece constante a lo largo de la misma, aunque en la mayoría de las transformaciones se conservan por un lado la masa y por otro la energía.

PREGUNTAS DE ESTE TEMA EN PAAU DE AÑOS ANTERIORES QUÍMICA

TEMA 1: MATERIA Y ENERGÍA <25>

BLOQUE I: Test 1º- Señala las afirmaciones correctas:

a) Una sustancia no puede separarse más que por medios físicos. b) Un elemento es una sustancia que no puede descomponerse en otras más simples

por medios químicos. c) Un compuesto es una sustancia que puede descomponerse por medios químicos

en sustancias más simples. d) En cualquier mezcla, la composición de cada componente no retiene sus propieda-

des. 2º) De los siguientes procesos, señala aquél que corresponda a un cambio físico:

a) Zumo de limón actuando sobre el mármol. b) La cocción de un huevo. c) La formación de un yogurt a partir de leche. d) Disolver agua en café.

3º) El orden de mayor a menor compresibilidad es: a) gas, sólido, líquido. b) gas, líquido, sólido. c) sólido, líquido, gas. d) líquido, sólido, gas.

4º) Si tenemos 200 cm3 de una disolución de ácido sulfúrico (H2SO4) de 0,5 moles/L, es lo mismo que tener 200 cm3 de una disolución de concentración:

a) 0,001 g/L b) 0,0025 g/L c) 100 g/L d) 49 g/L

5º) ¿Qué volumen ocuparán 3 moles de oxígeno a 1 atm de presión y 20ºC de temperatu-ra?:

a) 72,078 litros b) 4,92 litros c) 67,158 litros d) Ninguna de las respuestas anteriores es correcta

6º) Un mol de agua líquida a 0ºC y 1 atmósfera ocupa, aproximadamente: a) 22,4 L b) 18 mL c) 1 L d) 180 mL

7º) ¿En cuál de los siguientes compuestos hay mayor número de moléculas?: a) 36 g de H2O b) 2 L de CO2 en condiciones normales. c) 15 L de CH4 a 300 K y 2 atm de presión. d) 0,75 moles de NH3

8º) Si tenemos 45 g de metano, CH4, a 27ºC y 800 mmHg, podemos asegurar que: a) El número de moléculas que hay es 2 x1027. b) El volumen que ocupa es 66 L c) El número de moles es 1,25 moles. d) Su densidad es 1,45 g/ml.

9º) Un litro de una disolución 1M de HCl contiene: a) 36 gramos de HCl en 1 L de disolución. b) 1 mol de HCl en 1 kg de agua. c) 1 mol de HCl en 1 L de disolución. d) 36 gramos de HCl en 964 gramos de agua.



10º) Señala dónde hay mayor número de átomos: a) 1 g de hidrógeno. b) 8 g de oxígeno. c) 10 g de carbono. d) 18 g de amoniaco.

11º) Identifica los procesos químicos: a) El jugo de uva se transforma en vino. b) La superficie de una manzana recién cortada se vuelve de color pardo. c) El agua al hervir se transforma en vapor. d) El azúcar que se añade a una taza de café se disuelve.

12º) Cuando un gas duplica su volumen, manteniendo la temperatura constante, la pre-sión:

a) se reduce a la mitad. b) se duplica. c) no se modifica. d) no se puede asegurar nada de ella, sin conocer datos.

13º) ¿En cuál de los siguientes sistemas hay mayor número de átomos?: a) 1,2 kg de H2O. b) 1 kg de carbono. c) 1,1 kg de NH3. d) 1,3 kg de CH4.

14º) Una cierta masa de hidrógeno ocupa un volumen de 1 L a una presión de 1 atmósfe-ra y 0ºC. Si R = 0,082 atm·L/molK, el número de moles de hidrógeno es:

a) 0,5 b) 2 c) 0232 d) 0,0446

15º) Se tiene una mezcla de dos líquidos miscibles de puntos de ebullición muy diferen-tes. Para separar ambos líquidos utilizaremos:

a) una decantación. b) una filtración. c) una destilación. d) una extracción.

16º) La unidad de masa atómica (u) es: a) 6,02 x 1023 g b) 1,66 x 10-24 g c) 1,66 x 1024 kg d) no tiene equivalencia con los gramos.

17º) Conociendo las masas atómicas del H, C, S y O, indicar cuál de las siguientes afir-maciones es correcta:

a) la mas de un átomo de carbono es 12 g. b) 6,02 x 1023 átomos de azufre tienen una mas de 32 u. c) un mol de moléculas de oxígeno tienen una masa de 16 g. d) un mol de átomos de hidrógeno tienen una masa de 1 g.

18º) Una muestra de 5 g de un elemento puro contiene 5,40 x 1022 átomos de dicho ele-mento. Calcula su masa atómica.

a) 50 uma. b) 55,8 uma. c) 20 uma. d) Ninguna de las anteriores.



BLOQUE II: PROBLEMAS 1) Una muestra de ácido sulfúrico comercial tiene 96,4% de H2SO4 en masa y la densidad es 1,84 g/mL.

a) Calcular la molaridad de esta disolución. b) ¿Qué volumen de esta disolución hay que tomar para preparar 1 litro de una diso-

lución 0,9 M de H2SO4?. 2) Explica cómo prepararías 1 litro de disolución de ácido nítrico( HNO3) 0,1 M si dispo-nemos de un ácido comercial del 69% de riqueza y 1,41 g/mL de densidad. Calcula la mo-laridad del ácido comercial. 3) Se disuelven 5 g de ácido clorhídrico HCl en 35 g de agua. La densidad de la disolución resultante es 1,060 g/cm3. Calcula:

a) El porcentaje en masa. b) La molaridad. c) La fracción molar del soluto. d) La molalidad.

4) Tenemos una mezcla de etano (CH3CH3) y propano (CH3CH2CH3). En una muestra de 0,164 g de mezcla hay un total de 0,005 moles. Determina:

a) El porcentaje en peso de etano. b) El volumen que ocupará la muestra en condiciones normales. c) El número total de moléculas de la muestra.

R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1


QUÍMICA <28>

1. INTRODUCCIÓN. 2. PRIMERA APROXIMACIÓN: TEORÍA ATÓMICA DE DALTON. 3. TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS. 4. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS: ELECTRONES, PROTONES, NEUTRONES.

4.1. MODELOS ATÓMICOS DE THOMSON Y RUTHERFORD 4.2. ESPECTROS ATÓMICOS 4.3. MODELO ATÓMICO DE BOHR 4.4. MODELO ATÓMICO CUÁNTICO. LOS NÚMEROS CUÁNTICOS 4.5. TABLA PERIÓDICA

5. UNIDADES DE MASA ATÓMICA 6. ISÓTOPOS Y MASA ATÓMICA ____________________________________________________________________ 1. INTRODUCCIÓN Comprender cómo es la materia y el porqué de su comportamiento ha sido siempre un tema de interés para la especie humana, ya que tiene una faceta práctica que consiste en poder manejar y modificar las sustancias para poder fabricar diferentes materiales. Ejemplos de ello son el desarrollo de las técnicas de conservación de alimentos, la metalurgia, la obtención de esencias y perfumes o incluso los métodos de embalsamamiento y momificación. Por tanto, no debe extrañarnos que desde la antigüedad se hayan tratado de proponer dife-rentes explicaciones de cómo es la materia. Así, en la Grecia del siglo VI a.C. los grandes filósofos de la época explicaron la naturaleza de la materia aceptando la existencia de un principio permanente, origen de todo: Tales de Mileto (624-565 a.C.) propuso que era el agua; Anaxímenes (585-524 a.C.) propuso el aire y Heráclito de Éfeso (540-475 a.C.) creyó que sería el fuego. Finalmente, Empédocles de Agriento (500-430 a.C.) reunió las ideas de sus antecesores y desarrolló una nueva teoría, añadiendo la Tierra como un nuevo principio. Es la llamada Teo-ría de los cuatro elementos, que ya no sugiere la existencia de un principio único, sino que plantea la posibilidad de que los cuatro elementos (agua, aire, fuego y tierra) mediante dos cualidades (calor y sequedad) y sus contrapuestas (frío y humedad) darían lugar a todas las formas de materia que nos rodea. En realidad, los cuatro elementos no eran más que la generalización y representación de la observación cotidiana, pues un cuerpo es sólido (“tierra”), líquido (“agua”) o gaseoso (“aire”), o bien se encuentra en estado de incandescencia (“fuego”).

La teoría de los cuatro elementos fue aceptada por Aristóte-les de Estágira (384-322 a.C.), el más grande pensador griego e infatigable escritor, aunque defendió la existencia de un quinto elemento, el éter, asociado a la invariabilidad; por ello, las estrellas, los planetas y los dioses (por ser con-siderados todos ellos inmutables e inmortales) estarían for-mados por éter. Dada la autoridad intelectual de Aristóteles, no es de extrañar que la teoría de los cuatro elementos per-durase casi dos mil años.


QUÍMICA <29>

Precisamente la atractiva posibilidad de poder extraer y purificar el quinto elemento a partir de materiales terrestres, condujo a una rama hermética del conocimiento llamada Alquimia (término que significa “tratado de los metales”), precursora de la actual Química. Aunque ori-ginalmente la Alquimia recogió el conocimiento práctico para la obtención de todo tipo de sustancias, posteriormente derivó hacia la magia y la superchería, alejándose definitivamente del planteamiento científico que siempre debe estar sometido a continua revisión a través de la experimentación y el razonamiento. Sin embargo, debe tenerse en cuenta que científicos tan afamados como Newton, Dalton o Lavoisier posiblemente partieron de concepciones alquimistas, ya que en su época el cono-cimiento de la Naturaleza estaba ligado a esta disciplina. La Alquimia sobrevivió prácticamen-te durante 2000 años, hasta que fue remplazada por la Ciencia moderna en el siglo XIX. Por la misma época en la que triunfaba en Grecia la teoría de los cuatro elementos, Leucipo y su discípulo Demócrito de Abdera (460-370 a. J.C.) , propusieron la discontinuidad de la materia, formada por átomos (partículas indivisibles y eternas) que se mueven gracias a la existencia del vacío entre unos y otros. Estos átomos serían todos de la misma naturaleza, pero diferirían en la forma, la magnitud y el orden en que están colocados en el cuerpo. El atomismo de Demócrito, expuesto en forma brillante en el poema “De Rerum Natura” del romano Lucrecio, está construido totalmente por conceptos filosóficos. Pese a que sus ideas eran equiparables a las de las teorías modernas, sus seguidores no consiguieron convencer a sus contemporáneos, especialmente porque el conocimiento en la Grecia Clásica despre-ciaba la experimentación como vía de demostración de las hipótesis. Por todo ello, el ato-mismo no se vuelve a plantear hasta que lo recupera Boyle en 1677 y lo desarrolla Dalton en 1803 como resultado de observaciones científicas. Para comprender mejor la transición al moderno atomismo, hay que tener en cuenta que tra-dicionalmente la Química se había limitado a describir las reacciones químicas que se produ-cían entre las distintas sustancias. En la segunda mitad del siglo XVIII, el químico francés Antoine de Lavoisier, comenzó a emplear la balanza para determinar la masa de las sustan-cias que intervenían en las reacciones químicas. De este modo surgió la química moderna, que permitió establecer las llamadas leyes ponderales de la reacción química, referidas a las cantidades de los reactivos y productos que intervienen en las reacciones químicas y descu-biertas por la repetición de muchas experiencias de laboratorio. Las leyes ponderales son las siguientes:

1ª) Conservación de la masa (Ley de Lavoisier): En todo proceso químico, la suma de la masa de todas las sustancias que intervienen permanece constante en el trans-curso de la misma. Ejemplo: Si quemamos 1 kg de leña, parece que esta ley no se cumple; sin embargo, si sumá-ramos al kg de leña la cantidad de oxígeno que se gasta al quemarla, coincidiría con la suma de la masa de las cenizas y la del humo producido (¡Ojo, que tiene masa!). 2ª) Proporciones definidas (Ley de Proust): Cuando dos o más sustancias reaccio-nan químicamente para dar un determinado producto, siempre lo hacen en una rela-ción en masa constante. Ejemplo: Cuando el oxígeno y el hidrógeno reaccionan para dar agua, siempre lo hacen en una proporción en masa de 8 gramos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno. 3ª) Proporciones múltiples (Ley de Dalton): Si dos o más sustancias pueden produ-cir más de un producto de reacción, las proporciones en masa con las que reaccionan


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guardan relaciones numéricas sencillas (1:2, 2:3, ...). Ejemplo: Siguiendo con el ejem-plo del oxígeno y el hidrógeno, resulta que en ciertas condiciones pueden formar agua oxigenada, en cuyo caso, la proporción en masa con la que reaccionan es de 16 gra-mos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno, es decir, ¡justo el doble que cuando se forma agua (proporción 2:1)!. 4ª) Ley de los volúmenes de combinación (Ley de Gay-Lussac): Cuando en una reacción química intervienen sustancias en estado gaseoso, los volúmenes que reac-cionan de éstas guardan una relación numérica sencilla cuando se miden en las mis-mas condiciones de presión y temperatura. Ejemplo: En la reacción del oxígeno con el hidrógeno para dar agua, se observa experimental-mente que por cada litro de oxígeno reaccionan dos de hidrógeno (medidos a igual presión y temperatura).

Antoine Laurent Lavoisier (París, 1743 - París, 1794). Nacido en una familia acomodada, hijo de un abogado, pronto se interesó por las ciencias, especialmente en la Química. Hizo hincapié en la importancia de las mediciones exactas en las transformaciones químicas, empleando de forma habitual la balanza. Sus experiencias en este campo desterraron a la alquimia del campo de las ciencias. Trabajó en la iluminación de las ciudades, mejoró los métodos para la producción de pólvora, codescubridor del oxígeno, enunció la ley de conservación de la masa. Sus experiencias le llevaron a comprender la si-militud entre la combustión y la oxidación de los metales, contribuyó a desechar la teoría del flogisto (una teoría según la cual las sustancias que arden tendrían un elemento impondera-ble que pasaría de ellas al aire). Enunció la primera definición de elemento químico y desa-rrolló un sistema de nomenclatura cuya base todavía perdura. Para financiar sus investigaciones, Lavoisier entró en 1768 como accionista de la Fermé Ge-nerale, empresa que se dedicaba a recaudar los impuestos. En 1771 contrajo matrimonio con Marie Paulze, hija de un director de la misma empresa y que colaboró con él en la ilustración de sus publicaciones.

Como miembro de la Academia de Ciencias de París, se opuso al ingreso de Jean Paul Marat. El rencor de éste lo llevó, durante el Reinado del Te-rror, a acusar a Lavoisier de aristócrata. La influencia de Marat hizo que el juicio fuera una farsa y Lavoisier fue condenado a muerte. Cuando se in-formó de las grandes aportaciones a la Ciencia de Lavoisier, el presidente del tribunal afirmó: “La república no necesita sabios”. Lavoisier fue guillotinado en París, el ocho de mayo de 1794. El gran ma-temático Lagrange, a la muerte de Lavoisier, afirmó: “Se ha tardado un momento para que caiga una cabeza y cien años no serán suficientes para que surja otra como esa”.

Antoine de La-voisier

Joseph Louis Proust (Anger, Maine-et-Loire, 1754 - Angers, 1826). Hijo de boticario, pronto se aficionó a la Química. Atraído por los globos aerostáticos, en 1784 voló en uno. Dedicó parte de sus investigaciones a los azúcares, siendo el primero en estudiar la glucosa.


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Alejándose de los avatares de la revolución francesa, en 1788 emigró a España, donde desarrolló su trabajo investigador, bajo la protección del rey Carlos IV. En 1808, tras la invasión napoleónica, volvió a Francia. Tuvo una larga controversia con el químico francés Berthollet. A través de años y con muy cuidados métodos de análisis, demostró la constancia en la composición de las sustancias químicas y en las reacciones en las que intervienen, enunciando la ley de las proporciones definidas, ley que lleva su nombre. Joseph Louis

Proust John Dalton (Eaglesfiel, Cumberland, 1766 - Manchester, 1844). Descendiente de una familia de cuáqueros, él mismo pertenecía a esa confesión. Con sólo doce años impartió clases en una escuela cuáquera y empezó su interés por la Ciencia.

Interesado por la meteorología, en 1793 publicó un libro sobre la materia y registró, hasta su muerte, más de doscientas mil observaciones. Este inte-rés desembocó en el estudio de los gases, enunciando la ley de las pre-siones parciales o ley de Dalton. Su conocimiento de los gases y de las leyes de Lavoisier, de conservación de la masa, y de Proust, de las proporciones definidas, le llevaron a esta-blecer la primera teoría atómica moderna, en 1803. Con la base de su teoría atómica predijo la ley de las proporciones múlti-ples, que fue corroborada experimentalmente posteriormente.

John Dalton

2. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON Aunque la teoría atómica moderna se propuso con posterioridad al descubrimiento de las leyes ponderales, éstas confirman la teoría atómica y pueden ser perfectamente justificadas mediante ella. Las leyes de Proust y Lavoisier, así como sus propios estudios sobre los gases, llevaron a Dalton a enunciar su teoría atómica. La teoría atómica de Dalton se basa en cuatro postula-dos:

1. Los elementos químicos están formados por partículas indivisibles llamadas áto-mos. 2. Todos los átomos de un elemento son iguales entre sí, tienen la misma forma, ta-maño, masa y cualquier otra propiedad. 3. Los átomos de elementos diferentes son distintos y tienen distintas propiedades 4. En una reacción química los átomos mantienen su identidad; no pueden ser des-truidos ni rotos.

Con esta teoría, Dalton pudo explicar las leyes ponderales enunciadas anteriormente:

Ley de conservación de la masa:

Puesto que los átomos son indestructibles, en una reacción química el número y la clase de los átomos será la misma, tan-to antes como después de la reacción, por lo que la masa no se modificará.


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Ley de las proporciones definidas:

Si una sustancia se forma por la unión de dos átomos A y uno B, la proporción entre los elementos A y B será la existente entre dos átomos A y uno B.

Si aparecen 10 átomos de A, habrá 5 de B y la proporción será la misma.

Ley de las proporciones múltiples:

Supongamos que los elementos A y B forman dos compues-tos: uno formado por una átomo de cada clase y otro por dos átomos del elemento A y tres del elemento B.

Con seis átomos de B, que consideraremos una cantidad fija, se combinan, en el primer compuesto seis átomos de A; en el segundo compuesto los seis átomos de B se combi-nan con cuatro de A. La proporción será 6:4 o 3:2, una relación de números naturales sencillos Ley de volúmenes de combinación: para justificarla hay que admitir la hipótesis de

Avogadro: “volúmenes iguales de cualquier gas, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas”. Esto es fácilmente com-prensible, si se tiene en cuenta que, dado el extremadamente pequeño tamaño de las moléculas, el espacio que ocupan en forma gaseosa es prácticamente despreciable frente al volumen del gas. Por tanto, para cierto volumen de gas, no importa qué mo-léculas lo están ocupando. De todo ello se deduce que, cuando intervienen gases en una reacción química, como tienen que hacerlo en una proporción de átomos fija, la relación en volúmenes también lo será.

3. EL TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS Uno de los primeros experimentos que demostró que el tamaño de los átomos es extrema-damente pequeño fue realizado en 1909 por Ernest Rutherford al bombardear láminas muy finas de oro con partículas alfa (hoy sabemos que éstas son en realidad núcleos de helio). Del análisis de los resultados, llegó a la conclusión de que los átomos de oro deberían ser del orden de 10-10 metros (¡una diezmilmillonésima de metro!) y que su núcleo (donde se en-contraría concentrada prácticamente toda su masa) tendría un tamaño de unos 10-14 metros (¡diez míl veces más pequeño que el átomo!). Esto supondría que en una lámina de oro de 1 milímetro de grosor (10-3 metros) habría apilados 107 átomos de oro: ¡diez millones de áto-mos de oro para conseguir 1 mm de oro!. No es de extrañar que, por limitaciones físicas, en realidad los átomos no se puedan “ver” con un microscopio: su tamaño es similar que el de la longitud de onda de la luz visible y, por tanto, los confundiríamos con la propia luz. En cuanto a la masa de los átomos, como veremos, está ajustada a estas dimensiones, de modo que la unidad de masa atómica (la adecuada para medir las masas de los átomos) equivale a 1,66·10-24 gramos: ¡no hay balanza en el mundo capaz de medir la masa de un átomo aislado!.


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Evidentemente, estas cifras pueden abrumarnos, pero nos dan idea de las dimensiones a escala atómica y no supone ningún inconveniente para poder tener la certeza de la existen-cia de los átomos y que, incluso a su escala, contienen un complicada estructura que, en una primera aproximación, podemos considerar como un diminuto sistema planetario. 4. PARTÍCULAS SUBATÓMICAS: ELECTRONES, PROTONES, NEUTRONES A lo largo de todo el siglo XIX, junto con los avances irreversibles de la teoría atómica, existía otro campo de investigación científica que, aparentemente, nada tenía que ver con la estruc-tura de la materia: la electricidad. Aunque era un fenómeno conocido desde la antigüedad, en el primer cuarto del siglo XIX se empezaron a conocer sus aplicaciones y propiedades. A finales del siglo XIX, se descubrió un fenómeno muy curioso: los rayos catódicos, obtenidos al someter a la materia a grandes diferencias de potencial (miles de voltios) en tubos donde previamente se había hecho el va-cío. Poco después se pudo comprobar que estos rayos estaban formados por unas partículas mucho más pequeñas que los átomos con carga eléctrica negativa, las mismas para todos los elementos. Se las denominó electrones.

En realidad, en los tubos de descarga se producen dos tipos de radiaciones: rayos catódicos y rayos canales. Los rayos catódicos tienen carga negativa, ya que se desvían hacia la placa positiva cuando se conecta un campo eléctrico: los rayos catódicos están formados por electrones. Los rayos canales tienen carga positiva, ya que se desvían hacia la placa negativa cuando se conecta un campo eléctrico: los rayos canales están formados por protones. Junto a los electrones aparecían partículas con carga positiva, que cambiaban de un elemen-to a otro, aunque las más pequeñas eran las que aparecían cuando el tubo contenía hidró-geno y recibieron el nombre de protones. Aunque era la más pequeña partícula con carga positiva, su masa era unas1836 veces la masa del electrón y su carga era igual en valor ab-soluto. Ya durante el siglo XX se descubrió una partícula sin carga, con una masa similar a la del protón. Recibió el nombre de neutrón. Acelerando protones y electrones a velocidades próximas a las de la luz y haciéndoles colisionar, los físicos han podido determinar más de un centenar de partículas subatómicas: Gluones, quarks, mesones π, me-sones μ, partículas Σ... son sólo una muestra.


QUÍMICA <34>

Pero en Química, sólo son importantes los protones, con carga positiva, los electrones, con carga negativa, y los neutrones, sin carga eléctrica. Sus principales propiedades son estas:

protón (p+) neutrón (no) electrón (e-)

carga +1,602·10-19 C 0 C -1,602·10-19 C

+1 e 0 e -1 e

masa 1,6726·10-27 kg 1,6750·10-27 kg 9,1096·10-31 kg

1,007 uma 1,009 uma 1836

1 uma

Para identificar los diferentes tipos de átomos, con las partículas que contienen, se utiliza la

siguiente representación: qA

ZX

, donde:

X: es el símbolo del elemento químico (una o dos letras). q : es la carga eléctrica de la especie química, positiva o negativa, según falten o sobren

electrones, teniendo así cationes (+) o aniones (-), respectivamente. Número atómico (Z): es el número de protones que tiene el núcleo. En un átomo neutro coin-cide con el número de electrones. En iones (átomos a los que les sobra o falta electrones), el número de electrones se calcula restando su carga eléctrica al número atómico: nº electro-nes = Z - q Número másico (A): es el número de partículas que contiene el núcleo del átomo (protones más neutrones). De este modo, el número de neutrones se calculará por diferencia: nº neutrones = A-Z 4.1. MODELOS DE THOMSON Y RUTHERFORD Thomson, descubridor del electrón, propuso una estructura atómica simi-lar a un pastel con pasas: el átomo sería como una esfera esponjosa con carga positiva en la que se incrustarían los electrones, tantos como fueran necesarios como para compensar su carga y que el átomo resul-tara eléctricamente neutro.

Joseph John Thomson (Manchester, 1856 - Cambridge, 1940) Interesado por la teoría de la radiación electromagnética de Maxwell, estudió los rayos catódicos que había descubierto Crookes. Descubrió que estaban formados por partículas muy pequeñas con carga negativa a las que denominó electrones. Fue la primera partícula subatómica descubierta. Propuso un modelo para explicar la estructura interna del átomo, modelo que fue rápidamente sustituido por el más perfeccionado de Rutherford. Investigador de los rayos canales, determinó que los elementos quími-cos no radiactivos también tenían isótopos, como los radiactivos. Murió la víspera de la batalla de Inglaterra, en plena segunda guerra mundial. Fue enterrado en la abadía de Westminster, junto a Newton. Rutherford puso a prueba este modelo realizando una serie de experiencias en las que bom-bardeaba una lámina muy delgada de oro con partículas a, partículas radiactivas de carga positiva. Si el modelo atómico de Thomson se correspondía con la realidad, las partículas a atravesarían los átomos sin alterar su trayectoria.


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Rutherford observó que, aunque la mayoría de las partículas atravesaban la lámina

como predecía la teoría, unas pocas rebota-ban y salían hacia atrás (una de cada diez mil). Según las palabras del propio Ruther-ford: “Es tan sorprendente, como si al dispa-rar balas de 15 pulgadas contra una hoja de papel, algunas rebotasen.”

Para explicar esta experiencia, Rutherford propuso un modelo atómi-co nuclear, según el cual casi toda la masa y la carga eléctrica positi-va del átomo estaría concentrada en su centro (núcleo del átomo), en un espacio muy pequeño respecto al tamaño total del átomo; los electrones girarían alrededor del núcleo, a una gran distancia de éste y en número suficiente como para compensar su la carga eléctrica positiva, constituyendo la corteza del átomo. Entre medias no habría nada: la materia estaría prácticamente vacía.

Por tanto, el modelo nuclear de Rutherford considera al átomo como un sistema planetario en miniatura, en el que la posición del núcleo es equivalente a la del sol, y la de los electrones, a la de los planetas. Según los cálculos que se deducen del experimento que condujo a este modelo, el átomo tendría un tamaño de unos 10-10 metros y el núcleo de 10-14 metros (10.000 veces menor). Esto significa que, si un átomo fuera del tamaño de una plaza de toros, sus electrones gi-rarían por su periferia y toda su masa se concentraría en una canica situada en el centro de la plaza.

Ernest Rutherford (Nelson, Nueva Zelanda, 1867 - Londres, 1937) Hijo de un granjero, ganó una beca para estudiar en la universidad de Nueva Zelanda, en la que desarrolló un detector magnético de ondas de radio. Obtuvo una beca para la universidad de Cambridge, en la que traba-jó con Thomson. Estudió la radiactividad y descubrió que estaba formada por tres tipos de radiaciones, a las que llamó alfa ( ), beta ( ) y gamma ( ).

Codescubridor de las series radioactivas y de la vida media de los elemen-tos radiactivos, demostró que los rayos a estaban formados por núcleos de átomos de helio, y sugirió que las partículas positivas más pequeñas serían los núcleos del átomo de hidrógeno, partícula a la que denominó protón. Mediante experiencias con partículas , propuso le modelo de átomo nu-

clear que, con variaciones, ha llegado hasta hoy y fue el primer hombre en lograr la transmutación de los elementos, convirtiendo nitrógeno en oxí-geno.


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4.2. ESPECTROS ATÓMICOS El hecho de que, al calentar elementos químicos, emiten luz de distinto color, era algo cono-cido por los fabricantes de fuegos artificiales que, mezclando con la pólvora diferentes com-puestos, obtenían explosiones de diverso color. El químico alemán Bunsen aplicó esta pro-piedad y demostró que el estudio de la llama de un compuesto químico podía ayudar a de-terminar su composición.

A mitad del siglo XIX, con la colaboración del físico Kirch-hoff, Bunsen descubrió los es-pectros atómicos.

Cuando se calienta un elemento químico, emite un haz luminoso, pero de diferente propiedad a la luz solar. La luz del Sol es blanca y al descomponerse haciéndola pasar por un prisma se obtiene un espectro continuo de colores, similar a un arco iris. Al hacer pasar la luz emiti-da por un elemento a través de un prisma, no se obtiene un espectro luminoso continuo, sino una serie de bandas de color sobre un fondo negro. El espectro de emisión de un elemento es característico; ningún otro elemento presenta las mismas bandas coloreadas y, además, es independiente del compuesto que forme. El sodio siempre presenta el mismo espectro, sin importar si está como cloruro, sulfato u óxido.

Robert Wilhem von Bunsen (Gotinga, 1811 - Heidelberg, 1899) En su juventud estudió los compuestos orgánicos que contienen arsénico, lo que le ocasionó la pérdida de un ojo en una explosión y casi muere en-venenado. Dedicado a la química inorgánica, desarrolló varios métodos para evitar la pérdida de calor, inventó varios calorímetros y explicó el comportamiento de los géiseres. Popularizó y perfeccionó el mechero Bunsen, universal en los laboratorios de química del mundo entero, mechero que produce una llama muy calorífica sin humo y sin vacilaciones. Junto a físico Kirchhoff inventó el espectroscopio y los espectros atómicos y descubrió los elementos cesio y rubidio.


QUÍMICA <37>

EL DESCUBRIMIENTO DEL HELIO La importancia de los espectros atómicos en el análisis quími-co fue rápidamente aceptada y, gracias a ellos, se descubrió en el Sol el elemento helio, antes incluso de su detección en la Tierra. En efecto, a principios del siglo XIX el físico Joseph von Fraunhoffer estudiando el espectro solar descubrió una serie de líneas oscuras, las líneas de Fraunhoffer. Estas líneas co-rresponden a los espectros de absorción de los elementos que se encuentran en la atmósfera solar. Durante el eclipse de 1868, el astrónomo francés Janssen ob-servó una línea de color amarillo que no correspondía con nin-gún elemento conocido y el astrónomo inglés Lockyer sugirió que correspondía a un elemento no descubierto todavía en la Tierra, y propuso el nombre de helio, el nombre del dios griego del Sol, para el elemento. La propuesta no fue aceptada por los químicos de la época. En 1895, el químico escocés Ramsay descubrió un gas emiti-do por las sustancias radiactivas y cuyo espectro coincidía con las líneas descubiertas casi treinta años antes por Janssen. William Ramsay mantuvo el nombre propuesto por Lockyer: helio, y se considera su descubridor.

ESPECTROS DE ABSORCIÓN Si se hace pasar un rayo de luz blanca a través de los vapores de un elemento se obtiene un espectro de absorción. Al descomponer la luz blanca aparecen una serie de bandas oscuras, justamente en los lugares en los que el elemento atravesado emitía la luz en su espectro de emisión. La posición de las rayas, en los espectros de absorción y emisión, coinciden. El espectro de absorción se produce porque los electrones atómicos pasan de un orbital a otro, absorbiendo unas radiaciones determinadas. El espectro de emisión se produce cuando los electrones atómicos saltan de unos orbitales a otros de menor energía, desprendiendo luz.

Puesto que la posición de las rayas del espectro de emisión y el de absorción coinciden y no dependen del compuesto estudiado, sino del elemento, parece claro que los espectros ató-micos están relacionados con los átomos, que deben tener una estructura interna que de cuenta de ambos tipos de espectros.


QUÍMICA <38>

4.3. MODELO ATÓMICO DE BOHR

Niels Henrik David Bohr (Copenhague, 1885 - Copenhague, 1962) Doctorado en la universidad de Copenhague, consiguió una beca otorgada por la cerveza Carlsberg para estudiar en Cambridge, universidad en la que colaboró con Rutherford. Complementando la idea del átomo nuclear de Rutherford con las ideas cuánticas de Plank, desarrolló un modelo atómico cuántico, capaz de ex-plicar el espectro del átomo de hidrógeno. Colaboró activamente en el desarrollo de la mecánica cuántica actual y mantuvo relación con todos los físicos que, durante los años veinte, contribuyeron a su perfeccionamiento. Propuso el principio de complementariedad y sus interminables debates con Einstein, que se oponía firmemente a la mecánica cuántica, contribu-yeron a afianzarla y a llevarla a su madurez. Desarrolló una teoría sobre la fisión nuclear y determinó que era el isótopo 235 del uranio el núcleo que se fisionaba.

Emigró a Inglaterra en 1943, huyendo de la invasión nazi. Galardonado con el premio nobel, su lucha por el desarrollo pacífico de la energía nuclear le valió el premio Átomos para la Paz en 1957. El modelo atómico de Rutherford resultaba incompleto, ya que no explicaba las líneas de los espectros atómicos y, además, era inestable: un electrón que siguiera una órbita circular emi-tiría energía y acabaría cayendo en el núcleo. Para solucionar este problema, el físico danés Niels Bohr propuso un nuevo modelo atómico basado en estos cuatro postulados: 1. El átomo está formado por un núcleo, con carga positiva y que contiene la mayor parte de la masa del átomo, y una corteza en la que se mueven los electrones. La mayor parte del átomo está formado por espacio vacío. El tamaño del núcleo, que contiene casi toda su masa y toda su carga positiva, es miles de veces menor que el átomo. 2. Los electrones se mueven en órbitas circulares alrededor del núcleo atómico, de forma que la fuerza con la que lo atrae el núcleo atómico, por atracción electrostática, es igual a la fuerza centrífuga, debida al giro. Si llamamos e a la carga del electrón y Z el número atómico, y por tanto los protones del nú-cleo, r la distancia del electrón al núcleo, m a su masa y v a su velocidad:

2

22

4

1

r

eZ

r

vm

o

, por lo que el radio de la órbita del electrón será:

2

2

4

1

vm

eZr

o

3. Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el momento angular del electrón sea múltiplo de la constante de Plank: nvrm , donde n se llama número cuántico principal (deter-

mina el radio de la órbita del electrón y su velocidad en ella) y 2

h es la constante de

Planck racionalizada.

En estas órbitas estables, el electrón ni emite ni absorbe energía. Con este postulado, se deduce que los radios de las órbitas estables están

cuantizados, y vienen dados por la expresión: 2

2

2

nZem

hr o

, es decir

2nrr o , siendo or una constante que, para el átomo de hidrógeno (Z=1)

vale 0,529 o

A , que es el llamado radio de Bohr (1 angston = 1 o

A =10-10 m)


QUÍMICA <39>

4. El paso de una órbita a otra supone la absorción o emisión de radiación. El átomo sólo absorberá o emitirá la radiación justa para pasar de una órbita a otra.

Las órbitas de los electrones son estables y el electrón permanece en ellas sin emitir ni ab-sorber energía. El paso de una órbita a otra más alejada del núcleo sólo es posible cuando el electrón absorbe justamente la diferencia de energía entre ambas órbitas. Por el contrario, para pasar de una órbita a otra más cercana al núcleo, el electrón debe emitir la energía co-rrespondiente a la diferencia de energía entre las órbitas. Por eso los espectros atómicos de emisión y absorción están formados por líneas discretas, son las líneas que corresponden a las diferencias de energía entre las órbitas de los electro-nes. Para comprender mejor esto, es preciso describir brevemente una teoría sobre la naturaleza de la luz, novedosa a principios del siglo XX, que Bohr aplicó en su modelo atómico: la teoría cuántica de la luz de Max Planck. Según esta teoría, toda radiación electromagnética (como la propia luz) tiene asociada unas partículas elementales (llamadas fotones) cuya energía

viene dada por la expresión hE , donde sJh 3410626,6 es la constante de Planck

(una constante universal) y es la frecuencia de la radiación (número de oscilaciones por

segundo o hertzios,

c

, siendo smc /103 8 es la velocidad de la luz y es la longitud

de onda asociada a cada radiación). Aplicando estos principios a los saltos de los electrones entre distintas órbitas, puede acep-

tarse que el salto ocurre liberando o absorbiendo energía en forma de un fotón: hEE 12

Ahora bien, la energía de un electrón en una órbita, será la suma de sus energías cinética y potencial (eléctrica):

r

eZmvEEE

o

pc

22

4

1

2

, pero como

2

22

4

1

r

eZ

r

vm

o

, entonces

r

eZmv

o 24

1

2

22

y la energía total del electrón en una órbita será 2222

422 1

88

1

nh

emZ

r

eZE

oo

, es decir,

depende del inverso del cuadrado del número cuántico principal: 2

1

nEE o

Por tanto, la frecuencia de la luz absorbida o emitida en una transición electrónica será:

2

2

2

1

11

nnh

Eo , siendo 1n y 2n los números cuánticos principales de las órbitas de salida

y llegada, respectivamente.


QUÍMICA <40>

La importancia de todo lo anterior es que el modelo de Bohr explica y justifica la distribución de las líneas de las distintas series de espectros de absorción y emisión del átomo de hidró-

geno: la serie de Lyman ( 11 n ; 12 n ), Balmer ( 21 n ; 22 nn ) Paschen ( 31 n ; 32 n ), Bra-

ckett ( 41 n ; 42 n ) y Pfund ( 51 n ; 52 n ).

Aunque posteriormente el modelo de Bohr fue mejorado por el físico alemán Sommerfeld, contemplando la posibilidad de órbitas elípticas, no era capaz de predecir los espectros ató-micos de los restantes elementos de la tabla periódica, por lo que tuvo que ser abandonado a favor de la mecánica cuántica.

Arnold Sommerfeld (Köningsberg, 1868 - Munich, 1951) Interesado en la radiación gamma ( ) y en los rayos X, determinó la longi-

tud de onda de los mismos. Laue, conocida esta longitud de onda para obtener difracción de rayos X por las estructuras cristalinas y determinar la geometría de los cristales. En 1916 modificó el modelo atómico de Borh, incluyendo en él la posibili-dad de órbitas electrónicas elípticas y explicando de esta forma la estructu-ra fina del espectro del átomo de hidrógeno. Fue profesor de grandes físicos, como Bethe o Heisenberg.

4.4. MODELO ATÓMICO CUÁNTICO. LOS NÚMEROS CUÁNTICOS El descubrimiento del principio de incertidumbre de Heisenberg, que afirma la imposibilidad de conocer simultáneamente y con precisión la velocidad y la posición de una partícula, hizo que se desestimara la idea de órbita en el sentido de camino que recorre el electrón. En la actualidad, el modelo atómico se basa en la mecánica cuántica y el electrón está descrito por una ecuación llamada función de ondas, que describe la probabilidad de encontrar al elec-trón en un determinado lugar del espacio.

Werner Karl Heisenberg (Duisburgo, 1901 - Munich, 1976) Doctorado de Sommerfeld, estudió con Born en Gotinga y con Bohr en Copenhague. Interesado por la estructura atómica y la teoría de la ciencia, abandonó todo intento de describir mediante imágenes el átomo, proponiendo un modelo atómico matemático que reproducía fielmente el comportamiento atómico: la mecánica cuántica matricial. Este modelo es equivalente a la mecánica cuántica ondulatoria, aunque menos intuitiva que esta. Enunció el principio de incertidumbre que lleva su nombre, según el cual no es posible conocer simultáneamente la posición y velocidad de una partícula.

Tras el descubrimiento del neutrón, propuso un modelo nuclear consistente en protones y neutrones, desterrando definitivamente los electrones del núcleo atómico. Desarrolló teorías para impedir la evaporación del hidrógeno líquido, que se emplea como combustible en cohetes. En el modelo atómico cuántico la función de ondas asociada a cada electrón debe cumplir la ecuación de ondas, EH , que es una expresión cuántica de la energía total del electrón en el átomo. La resolución de esta ecuación es compleja y sólo se ha solucionado para el átomo de hidrógeno ; para átomos más complejos se suponen válidas las mismas solucio-


QUÍMICA <41>

nes, pero se van asignando de modo que cada nuevo electrón de más respecto al átomo de hidrógeno se consigna a las soluciones con energías inmediatamente superiores. En la solución de la ecuación surgen los números cuánticos asociados a cada función de ondas que cumple la ecuación. Al representar en el espacio estas funciones, se obtienen los llamados orbitales atómicos, que son regiones alrededor del núcleo del átomo en las que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima. Cada orbital lleva asociados tres números cuánticos: • El número cuántico principal, n, puede tomar cualquier número natural, salvo el cero: 1, 2, 3, 4... Indica el tamaño del orbital y su energía. Cuanto mayor sea, mayor será el orbital y mayor su energía. Los orbítales se agrupan en capas, dependiendo del valor del número cuántico principal, ya que se relaciona con la lejanía al núcleo del átomo. • El número cuántico azimutal, está relacionado con el momento angular del electrón y la

forma del orbital. Su valor depende del valor de n, variando desde cero, hasta el valor del número cuántico principal menos una unidad. Ejemplo: si n = 1, sólo puede tomar el valor

0, pero si n = 3, puede tomar los valores 0, 1 y 2.

Cada orbital recibe un nombre, correspondiente a una letra mi-núscula, dependiendo del valor del número cuántico azimutal. Así, un orbital en el que = 2 recibe el nombre de orbital d:

Letra Forma

0 s Esférica

1 p Bilobulados

2 d 4 Lóbulos

3 f

4 g

• El número cuántico magnético, m , está relacionado con la orientación espacial del orbital.

Puede tomar cualquier valor desde - hasta + . Si = 0 habrá un único orbital s ya que m =

0 también. Por el contrario, si = 1, existirán tres orbitales p, ya que m puede tomar los va-

lores -1, 0 y 1. En los siguientes dibujos, se muestran las formas de los orbitales s, p y d. Los de cada nivel energético (n) varían en el tamaño respecto a los de otros niveles. Sin embargo, debe tener-se en cuenta que los subniveles de un nivel n, con el mismo valor de (por ejemplo, 2px,

2py, 2pz) tienen todos la misma energía; se les llama “orbitales degenerados”.


QUÍMICA <42>

Finalmente, hay que destacar que la rotación de los electrones está cuantizada, de modo que hay un cuarto número cuántico, el número cuántico de spin, s, que tiene dos posibles valo-res: +½ o - ½. Este número cuántico se refiere a una propiedad intrínseca del electrón, no tiene nada que ver con el orbital. Por tanto, la situación cuántica del electrón en el átomo se asocia al conjunto de los cuatro

números cuánticos, de modo que cada conjunto (n, , m , s) debe ser único en cada átomo:

no puede haber más de un electrón con los mismos números cuánticos. Los valores de los números cuánticos dependen del valor que toma n, así que el número de orbítales no es el mismo en cada capa electrónica. En la primera capa, como n = 1, tomará

el valor 0, y m también, por lo que sólo hay un orbital. En la segunda capa n = 2, así que

puede tomar los valores 0 o 1. Si toma el valor 0, m debe tomar el mismo valor. Si toma el

valor 1, m tomará los valores -1, 0 y 1, así que habrá un total de cuatro orbítales. En la terce-

ra capa n = 3, así que puede tomar los valores 0, 1 o 2; si toma el valor 2, m debe tomar

los valores –2,-1, 0, 1 y 2, lo que hace que en total haya 9 orbitales (sumando estos últimos 5 a los 4 correspondientes a los valores de = 0 y = 1). Puede seguirse analizando el número

de orbitales correspondiente a cada nivel, y se llega a la conclusión de que es n2, por lo que en cada nivel podría haber un máximo de 2n2 electrones, conclusión a la que ya había llega-do Bohr en su modelo. En un átomo, los electrones no se distribuyen al azar, sino siguiendo tres reglas básicas: 1ª. Principio de exclusión de Pauli: en un átomo, no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Cada orbital está definido por tres números cuánticos: n,

número cuántico principal, , número cuántico azimutal, y m , número cuántico magnético.

Queda otro número cuántico: s, el número cuántico de spín. Como los electrones no pueden tener esos cuatro números cuánticos iguales, en un orbital determinado sólo podrán colocar-se dos electrones, correspondientes a los dos valores del número cuántico de spín.

Además hemos de tener en cuenta que los valores de y m dependen del valor del número

cuántico principal, por lo que el número de orbitales varía en cada capa electrónica. Como en la capa n hay n2 orbitales, y en cada orbital caben dos electrones, en cada capa, podrán co-locarse, como ya se señaló, un máximo de 2n2 electrones. 2ª. Principio de mínima energía: al colocar los electrones de un átomo polielectrónico en sus orbitales, siempre lo hacen de forma que la ener-gía del conjunto sea mínima, de modo que los electrones se disponen en los orbitales con me-nos energía, siempre con un máximo de dos electrones por orbital. La energía de los orbítales no es fácil de calcular, aunque una regla mnemo-técnica, el principio de Auf-Bau, indica que la energía de los orbítales es proporcional a la su-ma de los números cuánticos n y ; si la suma es

igual, el de menor n será el de menor energía. El diagrama de la derecha (llamado de Moeller), tiene en cuenta todo lo anterior y permite visualizar el orden de llenado de orbitales:

5f6d7p4f5d6p7s4d5p6s3d4p5s3p4s-2p3s-2s1s


QUÍMICA <43>

3ª. Regla de Hund (máxima multiplicidad): cuando varios electrones se sitúan en orbitales degenerados, es decir, con la misma energía, lo hacen en la forma más separada posible. Si se colocan dos electrones en los orbitales 3d, orbitales d (el número cuántico azimutal vale 2) de la capa 3 (el número cuántico principal vale 3), se colocarán uno en un orbital y otro en otro. Si se sitúan cinco electrones, se colocarán uno en cada orbital 3d. Sólo a partir de ese momento, al colocar algún otro electrón, empezarán a colocarse dos electrones en algunos orbitales. La configuración electrónica de un átomo es indicar la situación de sus electrones en los orbí-tales. Para ello se escribe la capa del orbital, la letra que corresponde al mismo y, como su-períndice, el número de electrones del orbital. Los orbítales degenerados se agrupan, y en los orbítales 3d, como hay cinco orbítales, pueden colocarse hasta diez electrones. Con ayuda de las reglas anteriores es posible definir en qué orbitales atómicos se colocan los electrones de un elemento determinado. Para el hierro, con veintiséis electrones, se procede llenando orbitales en el orden del dia-grama de Moeller hasta llegar a 26 electrones, resultando así su configuración electrónica

6262622 3433221 dspspss

También se puede escribir la configuración electrónica indicando sólo lo que es distinto del

gas noble precedente (en el ejemplo, el Argón, Ar). Sería entonces: 62 34 dsAr

Wolfgang Pauli (Viena, 1900 - Zurich, 1958) Alumno de Sommerfeld en Munich, cursó estudios de postdoctorado con Borhen Copenhague y entró a formar parte de la universidad de Hamburgo en 1923. En 1925 propuso su principio de exclusión, que permitió explicar adecua-damente la configuración electrónica de los átomos. Junto con el descu-brimiento de Moseley del número atómico, el principio de exclusión de Pauli permite explicar el ordenamiento de los elementos en la tabla perió-dica. Por este descubriendo, en 1945 fue premiado con el premio Nobel. Para permitir que se mantuviera el principio de conservación de la energía en las desintegraciones radiactivas, propuso la existencia de una partícula sin carga y de muy poca masa, que fue llamada neutrino. En 1956 fue de-tectada experimentalmente dicha partícula.


QUÍMICA <44>

4.5. TABLA PERIÓDICA

Se conocen más de cien elementos químicos diferentes y similares en algunas propiedades. La diferencia esencial entre un elemento químico y otro es su número de electrones, ya que la configuración electrónica es la que determina las propiedades quí-micas de un elemento. Sin embargo el número de electrones de un átomo, que no de un elemento, puede cambiar. Un átomo puede ga-nar o perder electrones para conver-tirse en un anión con carga negativa, si gana electrones, o un catión con carga positiva, si los pierde.

La tabla periódica nos ofrece información de la configuración electrónica de un elemento en función de la posición que ocupa en la misma. Si consideramos el tipo de orbital que comple-ta un elemento podemos dividir la tabla periódica en cuatro bloques: s, p, d y f. El bloque s está formado por los elementos alcalinos y alcalino-térreos, grupos 1 y 2 respec-tivamente. El bloque p está formado por los grupos 13 al 18 que, junto con los grupos del bloque s, forman los ocho grupos principales de la tabla periódica. A los elementos que for-man el bloque d (grupos 3 al 12) se les conoce como elementos de transición. El bloque f está formado por elementos incluidos en el grupo 3 y que reciben el nombre genérico de elementos de transición interna. Los de la fila superior se denominan lantánidos o tierras ra-ras, los de la fila inferior actínidos. 5. UNIDADES DE MASA ATÓMICA La principal propiedad de los átomos, según la teoría atómica de Dalton, es la masa. Por tan-to, la determinación de las masas de los átomos es muy importante. Pero determinar la masa de un átomo era imposible en la época de Dalton, por lo que los químicos fueron capaces de medir las masas atómicas relativas, es decir, la masa de los átomos, tomando como unidad la masa de otro átomo. En principio se tomó como medida de la masa atómica, la masa de un átomo de hidrógeno. Como el oxígeno es un elemento más reactivo, se consideró que la unidad de masa atómica era la dieciseisava parte de la masa del átomo de oxígeno. En la actualidad, la IUPAC ha decidido que la unidad de masa atómica se corresponde con la doceava parte de la masa del átomo de carbono-12. Pero para medir las masas atómicas relativas no basta decidir qué unidad de masa se va a emplear; se necesita saber cuántos átomos de cada tipo hay en una molécula. Así en el dió-xido de carbono (CO2), formado por oxígeno y carbono, hay 12 g de carbono por cada 32 g de oxígeno. Existen varios isótopos del carbono. El más abundante es el carbono-12, en cuyo núcleo hay seis protones y seis neutrones; el carbono-13, que tiene en su núcleo siete neutrones, es


QUÍMICA <45>

muy importante en el análisis químico. Finalmente, el carbono-14, con seis protones y ocho neutrones, es un núcleo radiactivo que acaba descomponiéndose en nitrógeno-14. En la atmósfera, por la radiación cósmica, el nitrógeno-14 se convierte en carbono-14 que es asimilado, a través de la fotosíntesis, por las plantas y de ellas por todos los animales. Mien-tras una planta o animal están vivos, la cantidad de carbono-14 permanece constante ya que, mediante la alimentación, compensa la cantidad que pierde al descomponerse. Al morir deja de alimentarse, y disminuye la cantidad de carbono-14 que contiene. Si se mide la cantidad de carbono-14, se puede determinar con mucha precisión el momento de la muerte.

La teoría atómica de Dalton no permite decidir, por si sola, entre las distintas op-ciones para una molécula de carbono y oxígeno, de las representadas a la iz-quierda.

Por tanto, tampoco permite determinar las masas relativas de los átomos. Se necesita una ley que permita establecer la fórmula de las moléculas. Este problema se solucionó a partir del estudio del estudio de los gases: puesto que el com-portamiento de un gas no depende de su naturaleza y cuando dos gases reaccionan, sus volúmenes siempre guardan una relación de números naturales sencillos, el químico italiano Avogadro propuso la hipótesis que lleva su nombre: “volúmenes iguales de gases distintos, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, tienen el mismo número de moléculas”. Esta hipótesis (hoy ley), junto con la ley empírica de los gases ideales, P·V=n·R·T, permiten determinar la masa de las moléculas y así poder establecer la fórmula molecular de sustan-cias gaseosas. Bastará encontrar una reacción química en la que un elemento intervenga en un compuesto en estado gaseoso para poder calcular su masa atómica relativa. Así, como para formar agua reaccionan dos volúmenes de hidrógeno y uno de oxígeno, la molécula de agua estará formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Por otra parte, la distinción entre átomo y molécula queda aclarada. Las moléculas están formadas por la unión de varios átomos. En los elementos, los átomos son iguales, mientras que en los compuestos, las moléculas están formadas por la unión de diversas clases de átomos. Cuando se determinaron las leyes ponderales y Dalton expuso su teoría atómica, las canti-dades de los reactivos se pesaban y se medían en gramos (u otras unidades de masa). Pero las sustancias están formadas por moléculas, así que también es posible determinar la canti-dad de una sustancia contando el número de moléculas presentes, número que será propor-cional a la masa de la sustancia, naturalmente. Las moléculas son muy pequeñas, de forma que contar el número de moléculas, aunque pa-ra estudiar las reacciones químicas puede ser muy importante, resulta poco práctico porque aparecerán números muy grandes. Para soslayar este problema se definió el mol. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (que pueden ser átomos, moléculas o cualquier otra cosa) como átomos hay en 12 g de carbono-12. Este número re-sulta ser de 6,023·1023 y se conoce como número de Avogadro, NA. Un mol de hidrógeno contiene 6,023·1023 moléculas de hidrógeno, dos moles de oxígeno son 12,046·1023 moléculas de oxígeno, medio mol de carbono son 3,011·1023 átomos de carbono y un mol de personas serían 6,023·1023 personas. La masa de una molécula, medida en uma (unidad de masa atómica) será la suma de las masas de los átomos que forman la molécula. Así el agua está formada por un átomo de oxí-


QUÍMICA <46>

geno, cuya masa es 16, y dos de hidrógeno, cuya masa es 1, por lo que su masa será de 18 (16 + 1 + 1). La masa del dióxido de carbono, que está formado por dos átomos de oxígeno y uno de car-bono será 2·16 + 12 = 44 uma, y la masa del etanol, que está formado por dos átomos de carbono, seis de hidrógeno y uno de oxígeno será: 2·12 + 6·1 + 16 = 46 uma. El número de Avogadro, y el mol, no se eligieron al azar. Están definidos para que la masa de un mol, medida en gramos, sea idéntica a la masa molecular, expresada en uma. Un mol de agua tiene una masa de 18 g; un mol de dióxido de carbono de 44 g y un mol de etanol 46 g. Así que 6,023·1023 moléculas tienen, en gramos, una masa que coincide numéricamente con la de una molécula, pero expresada en uma. La conversión entre uma y gramos está dada, pues, por el número de Avogadro:

g24101,66g23106,023

1

AN

g1uma1

Amadeo Avogadro (Turín, 1776 - Turín, 1856). Catedrático de física en la universidad de Turín, su descubrimiento no fue justamente valorado hasta después de su fallecimiento. Recapacitando sobre la ley de dilatación de los gases, descubierta por Gay-Lussac, propuso su hipótesis. Además indicó que las partículas podían ser átomos o moléculas, combinaciones de átomos. De esta forma podía explicar la ley de los volúmenes de combinación y permitió establecer las masas relativas de los átomos. Su descubrimiento, sin embargo, fue menospreciado por los químicos más famosos de su época y sólo en 1858, dos años después de su muerte, gracias al trabajo de Cannizaro, fue valorado en su justa medi-da.

Además, para Avogadro, los gases no están formados por átomos, como creía Dalton, sino por moléculas. El gas hidrógeno está formado por moléculas que resultan de la unión de dos átomos de hidrógeno y el gas nitrógeno resulta de moléculas formadas por dos átomos de nitrógeno. 6. ISÓTOPOS Y MASA ATÓMICA La diferencia esencial entre un elemento químico y otro se debe a su número de electrones, ya que la configuración electrónica es la que determina sus propiedades químicas. Sin em-bargo el número de electrones de un átomo, que no de un elemento, puede cambiar. Un átomo puede ganar o perder electrones para convertirse en un anión con carga negativa o un catión con carga positiva. Al ganar o perder electrones, el átomo se convierte en un ión y cambia su tamaño: el catión, tras perder un electrón, es de menor tamaño que el átomo neu-tro; el anión, tras ganar un electrón, es de mayor tamaño que el átomo neutro. El número de protones de su núcleo, el número atómico, que coincide con el número de elec-trones del elemento, no cambia, siempre es el mismo y nos permite, de un solo vistazo, iden-tificar un elemento. Dos núcleos con el mismo número de protones pertenecen al mismo elemento. Dos núcleos con distinto número atómico corresponden a elementos diferentes. Todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo número atómico, pero pueden dife-rir en el número de neutrones, teniendo distinta masa. Como el número atómico es el mismo,


QUÍMICA <47>

les corresponde el mismo lugar en la tabla periódica, y de ahí el nombre de ISÓTOPOS, que quiere decir 'en el mismo lugar'.

El número de neutrones de un elemento puede cambiar, dando lugar a diferentes isótopos: núcleos con el mismo número atómico, y por tanto pertenecientes al mismo elemento, pero con distinto número de neutrones. Cambia su número másico, la suma de protones y neutro-nes, que constituye la masa del núcleo.

Así, el mercurio ( Hg80 ) tiene siete isótopos (196, 198, 199, 200, 201,

203 y 204, números que indican la suma de los protones y neutrones que hay en sus núcleos, es decir, los números másicos de cada uno de los isótopos, todos con 80 protones).

El número atómico se escribe como subíndice previo al símbolo del elemento, mientras que el número másico se puede escribir como superíndice previo al símbolo del elemento. Ejem-

plo: Hg196

80 es el isótopo “mercurio-196”.

La media ponderada de las masas relativas de los distintos isótopos (aproximadamente sus números másicos) de un elemento es la que determina su masa atómica. ejemplo. El cloro está formado por dos isótopos: cloro-37 y cloro-35, siendo sus abundancias relativas del 22.5% y 77.5%, respectivamente. Multiplicando la masa de cada isótopo por su abundan-cia (%), sumando los resultados y luego dividiendo entre 100, obtenemos su masa atómica:

45,35100

5,77355,2237

En general 100

...

100

2211 nni

ii

r

AxAxAxAx

A

, donde ix son las abundancias relativas

(%) y las iA , las masas relativas de cada uno de los isótopos (por aproximación, sus núme-

ros másicos). Hay que tener en cuenta que los números másicos siempre son enteros (son la suma del númeo de protones y neutrones del núcleo), mientras que las masas relativas pueden tener decimales (se obtienen sumando las masas reales de protones, neutrones y electrones). Por oro lado, conocido el número másico y el número atómico, puede calcularse el número de protones y de neutrones de un isótopo. Ejemplo:

20º

19º

19

39

39

19

neutronesn

protonesn

Z

A

K


TEMA 2: ESTRUCTURA ATÓMICA <48>

BLOQUE I: test 1) Los posibles números cuánticos (n, l y ml) para un subnivel 4p son:

a) n=4, l=0, ml=0 b) n=4, l=1, ml=-1, 0, 1 c) n=4, l=2, ml=-2, -1, 0, 1, 2 d) n=4, l=2, ml=±½

2) Hay una línea en el espectro del níquel de 212,59 nm. a) Está dentro del espectro visible. b) Está dentro del espectro ultravioleta. c) La diferencia de energía entre los niveles responsables de esta línea viene dada por el

producto de la constante de Plank y su frecuencia. d) El níquel no puede tener una línea en su espectro a esa longitud de onda.

3) ¿Cuál de las siguientes proposiciones es falsa? a) En el tercer nivel se puede acomodar un máximo de 18 electrones. b) El tercer subnivel es el 4f c) Un orbital f puede acomodar un máximo de 14 electrones. d) Hay n subniveles en el nivel n.

4) Determinar el número de protones, electrones y neutrones en un átomo de Hf182 : a) 72 protones, 72 electrones, 182 neutrones b) 72 protones, 72 electrones, 72 neutrones c) 72 protones, 110 electrones, 72 neutrones d) 72 protones, 72 electrones, 110 neutrones

5) ¿Cuáles son los 4 números cuánticos del electrón del átomo de hidrógeno: a) (1, 1, 1, +½) b) (1, 0, 0, +½) c) (0, 0, 0, +½) d) (1, 1, 0, +½)

6) De las siguientes configuraciones electrónicas, señala la que NO es correcta: a) 1s2 2s2 2p6 3s1 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p7 4s1 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3

7) ¿Qué conjunto no es posible? Elemento p n e Z A a) Na 11 12 11 11 23 b) Na 11 13 10 11 23 c) Na 10 12 11 10 22 d) Na 10 11 12 11 23

8) El hidrógeno tiene tres isótopos: H.yHH, 321 Señala las afirmaciones que sean falsas:

a) El número de protones de cada isótopo es 1, 1 y 1. b) El número de neutrones de cada isótopo es 0, 1 y 2. c) El número de electrones es el mismo en los tres isótopos. d) Sólo se diferencian en el número de protones.



9) ¿Cuál de los siguientes objetos o partículas se utilizó en el experimento de Rutherford? a) Partículas beta. b) Lámina de aluminio. c) Partículas gamma. d) Lámina de oro.

10) ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es falsa?: a) Los átomos neutros contienen igual número de protones de de electrones. b) El número másico representa la práctica totalidad de la masa que tiene un átomo da-

do. c) A los electrones se les atribuye carga +1. d) El número atómico indica el número de protones que hay en el núcleo del átomo.

11) ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es falsa?: a) Un subnivel p tiene cuatro orbitales. b) El primer subnivel tipo f es el 4f. c) Un orbital f puede contener un máximo de 14 electrones. d) El tercer nivel atómico puede contener un máximo de 18 electrones.

12) La unidad de masa atómica (uma) es: a) 6,02 x 1023 g b) 1,66 x 10-24 g c) 1,66 x 1024 kg d) No tiene equivalencia con los gramos.

13) ¿Cuál de las siguientes es una configuración electrónica correcta de un átomo en su es-tado fundamental?: a) 1s2 2s2 2d10 3s2 3p3 b) 1s2 2s2 2p8 3s2 3p6 3d2 c) 1s2 2s2 2p8 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

14) En un nivel energético n = 4 el número de subniveles existente es: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4

15) ¿Cuál es el nombre de los átomos de un elemento que tienen masas diferentes?: a) Alomorfos. b) Alótropos. c) Isómeros. d) Isótopos.



BLOQUE II: problemas 1-Considere el silicio, un elemento ampliamente utilizado en semiconductores. Está constitui-do por tres isótopos con masas atómicas 27,977 uma, 28,977 uma y 29,974 uma. Sus abun-dancias son 92,23%, 4,67% y 3,10% respectivamente.

e) ¿Cuál es la masa atómica del silicio?. f) ¿Cuál es la masa media, en gramos, de un átomo de silicio?. g) ¿Cuántos moles hay en 38 g de silicio?.

2-El neón tiene tres isótopos:

Isótopo Abundancia Relativa

Ne20

10 90,92

Ne21

10 0,20

Ne22

10 8,88

a) ¿Cuál es la masa isotópica promedio del neón?. b) Indicar la constitución de cada uno de los isótopos en cuanto al número de protones,

neutrones y electrones. 3-Determinar la proporción en que se encuentran en nuestro planeta los dos isótopos del bo-

ro: uma)(10,0130B10 y uma).(11,0093B11

DATO: Masa atómica promedio del boro: 10,811 uma

TEMA 3: LA TABLA PERIÓDICA

QUÍMICA <51>

1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA TABLA PERIÓDICA 2. DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA 3. PROPIEDADES PERIÓDICAS

3.1. RADIO ATÓMICO 3.2. POTENCIAL DE IONIZACIÓN 3.3. AFINIDAD ELECTRÓNICA 3.4. ELECTONEGATIVIDAD

4. PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS Y SU POSICIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA. 4.1. ELEMENTOS REPRESENTATIVOS 4.2. ELEMENTOS DE TRANSICIÓN 4.3. ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA 4.4. METALES Y NO METALES

1. DESARROLLO HISTÓRICO DE LA TABLA PERIÓDICA Para comprender mejor las características de las sustancias y poder aprovecharlas mejor, desde el punto de vista científico se hace necesario realizar una clasificación de todas las sustancias simples que se conocen (los elementos químicos). Aunque los antiguos alquimis-tas ya clasificaron de distintas formas las sustancias conocidas en su época, la confirmación de la teoría atómica moderna a lo largo de la primera mitad del siglo XIX condujo al descu-brimiento y caracterización de muchos elementos químicos. Este hecho llevó también a in-tentar encontrar distintos criterios para justificar ciertas regularidades que se observaban al analizar las propiedades de los elementos químicos. Así, algunos de los precedentes más significativos del actual Sistema Periódico son las “triadas de Dobereiner”, las “octavas de Newlans”, el “anillo telúrico de Béguller de Chancourtois” o el primitivo Sistema Periódico de Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer. Una vez aceptada la teoría atómica, la tarea fundamental de la química fue conocer las pro-piedades de los átomos, y en especial su peso. Gracias a las ideas de Amadeo Avogadro y Stanislao Cannizaro, durante la primera mitad del siglo XIX, gran parte de la labor química consistió en determinar los pesos de los átomos y las fórmulas químicas de muchos com-puestos. Al mismo tiempo, se iban descubriendo más y más elementos. En la década de 1860 se conocían más de 60 de estos. En 1787 el químico francés Lavoisier elaboró una lista de 33 elementos conocidos hasta ese

momento. En 1829 Dobereiner descubrió que los elementos con propiedades semejantes pueden estudiarse agrupándolos en ternas o triadas, en las que el ele-mento central tiene una masa atómica aproximada-mente igual a la media arimética de las masas ató-micas de los otros dos. Entre 1862 y 1864 Beguyer de Chancourtois y Ne-wlands publicaron trabajos en los que ponían de manifiesto que si se clasificaran los elementos se-gún el orden creciente de sus masas atómicas (de-jando el hidrógeno), después de colocar 7 elemen-

tos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Debido a las semejanzas de la distribución con la escala musical, se la llamó Ley de las octavas de Newlands. En 1869 el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev dispuso los elementos conocidos (63 es esa época) en una tabla por orden creciente de la masa atómica (aunque alteró el orden

http://www.tareaescolar.net/materias/matematicas/AMADEO%20AVOGADRO.htm?zoom_highlight=cientificos

http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761551607/Stanislao_Cannizzaro.html

http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Mendeleiev/BioMendeleiev.htm


QUÍMICA <52>

de alguno de ellos), de manera que los que tenían igual valencia (simitud química) se encon-traban en una misma columna, presentando estos elementos un gran parecido en sus pro-piedades. Mendeleiv denominó a esta organización Ley Periódica de los Elementos, en la que dejó casillas suficientes para los nuevos elementos a descubrir en el futuro. Julius Lothar Meyer el mismo año construyó una gráfica de periodicidad del volumen atómico frente a la masa atómica, que mostraba que las relaciones entre propiedades son periódicas con respecto a la masa atómica. En 1871 Mendeleiev diseñó un cuadro compuesto por 7 Filas (períodos) y ocho columnas. Al conjunto de elementos en la Fila vertical lo llamó familia o grupo por tener propiedades seme-jantes. A diferencia de la tabla de Newlands, la de Mendeleiev relaciona familias y fue capaz de prever las propiedades químicas y físicas de tres elementos descubiertos en años poste-riores (Escandio, Galio y Germanio).

Los trabajos de Henry Moseley, relativos al estudio de los espectros de rayos X de los ele-mentos, permitieron en 1915 establecer el concepto de número atómico. Se Comprobó que al ordenar los elementos según el orden creciente del número atómico, las parejas que resul-taban alteradas en la ordenación de Mendeléiev se hallaban correctamente dispuestas. De este modo se establece el sistema periódico actual. 2. DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA La tabla periódica ordena todos los elementos conocidos según sus propiedades, de modo que se disponen en orden creciente de su número atómico (Z, que es su número de proto-nes, el mismo que el número de electrones en un átomo neutro). Por tanto, en última instan-cia, es la configuración electrónica de los elementos la que ordena la tabla periódica.

La tabla tiene siete filas (llamadas periodos) y dieciocho colum-nas (llamadas grupos). Los periodos se numeran del 1 al 7 y los grupos desde el número 1 al 18 (hay una forma menos moderna que utiliza números romanos, del I al VIII, y las letras A, para ele-mentos representativos, y B, para los elementos no representati-vos). En las representaciones habituales, hay dos filas anexas, con catorce elementos cada una, que en realidad pertenecen a los

períodos 6 y 7; se representan aparte porque la gran longitud que deberían tener estos pe-riodos haría poco práctica la tabla (excesivamente ancha).


QUÍMICA <53>

En la tabla periódica, los elementos están ordenados de forma que aquellos con propiedades químicas semejantes, se encuentren situados cerca uno de otro. El periodo que ocupa un elemento coincide con la última capa electrónica con electrones. Es decir, un elemento en el que la configuración electrónica indica que hay cinco capas electró-nicas, estará en el quinto periodo.

Todos los elementos de un grupo se caracterizan por tener el mismo número de electrones en su última o últimas capas electrónicas; además, los últimos electrones colocados al obte-ner su configuración electrónica están en el mismo tipo de orbitales. Como consecuencia, las propiedades químicas son similares. De este modo, los elementos se agrupan en los diferen-tes bloques o zonas de Sistema Periódico:

a) Bloque s: comprende los gru-pos 1 y 2 (I A y II A). Los ele-mentos de estos grupos tienen los últimos electrones en orbita-les s (1s, 2s, 3s..., para los pe-riodos 1, 2, 3...); los del grupo 1, tienen configuración ns1, los del grupo 2, ns2.

b) Bloque p: comprende los ele-mentos de los periodos 2 al 7 contenidos en los grupos 13 al 18 (III A al 0). Estos elementos se caracterizan por tener los úl-timos electrones en orbitales p (2p, 3p, ..., para los periodos 2, 3, ...). Los del grupo 13 tienen configuración ns2np1; los del 14, ns2np2, ..., los del 18 (gases nobles), ns2np6. Los elementos de los bloques s y p, se llaman elementos representativos y, en la repre-sentación clásica de los grupos, constituyen la serie “A”.

c) Bloque d: comprende los elementos de los periodos 4 al 7 contenidos en los grupos 3 al 12 (III B al II B). Estos elementos se caracterizan por tener orbitales d pertenecien-


QUÍMICA <54>

tes a un nivel anterior al último utilizado parcialmente ocupados (3d, 4d, ... para los pe-riodos 4, 5, ...). Los del grupo 3 tienen configuración ns2(n-1)d1, los del 4, ns2(n-1)d2,... los del 12, ns2(n-1)d10, si bien hay algunos casos en los que el orden de llenado de or-bitales no sigue estrictamente el diagrama de Moeller. Los elementos de este bloque se llaman metales de transición y, en la representación clásica de los grupos, consti-tuyen la serie “B”.

d) Bloque f: comprende elementos de los periodos 6 y 7 pertenecientes al grupo 3 (III B). Estos elementos se caracterizan por tener orbitales f pertenecientes a dos niveles anteriores al último utilizado parcialmente ocupados (4f y 5f, para los periodos 6 y 7, respectivamente). De este modo, las configuraciones van desde ns2(n-2)f1 (del La y el Ac), hasta ns2(n-2)f14(del Lu y el Lr), aunque, como los elementos del bloque d, el or-den de llenado de orbitales no sigue estrictamente el diagrama de Moeller. Los ele-mentos de este bloque se llaman metales de transición interna.

Si nos fijamos en la configuración electrónica de los elementos de un grupo, observamos que es la misma en su última capa, variando únicamente el número de dicha capa (que es el pe-riodo del elemento). Así las configuraciones electrónicas de los elementos del grupo 1 se ca-racterizan por tener un electrón en el orbital s del último nivel ocupado:

Debido a que al descender en la tabla periódica los elementos químicos de los sucesivos periodos utilizan niveles electrónicos superiores que contienen más tipos de orbitales (s, en el primer periodo; s y p en el segundo, ...), el número de elementos que contienen los distin-tos periodos aumenta al bajar en el Sistema Periódico. Así, el primer periodo tiene sólo dos elementos; el segundo y tercer periodo tienen ocho elementos. El cuarto y quinto periodos tienen dieciocho, y el sexto periodo tiene treinta y dos elementos; el séptimo no tiene los treinta y dos elementos porque está incompleto. Estos dos últimos periodos tienen catorce elementos separados, para no alargar demasiado la tabla y facilitar su trabajo con ella.

El primer periodo tiene dos elementos (H y He), cuya posición es discutible. Así, el hidrógeno podría colocarse en el grupo 1 o en el 17, pero no se debe considerar perteneciente a ninguno de los dos: no es ni un metal alcalino, ni un elemento halógeno.

El segundo periodo y el tercer periodo tienen ocho elementos.


QUÍMICA <55>

El cuarto periodo y el quinto periodo tienen dieciocho elementos

El sexto periodo tiene treinta y dos elementos, ya que añade a los 18 del bloque central otros 14 correspondientes a los elementos lantánidos. El séptimo periodo podría contener otros 32 elementos, aunque está incompleto (por la inestabilidad de los elementos de Z elevado).

El lugar de un elemento en la tabla periódica indica el orbital en el que se colocó su último electrón

Los elementos de transición interna (lantánidos y actínidos) pertenecen al grupo 3 (III B)

Veamos con un ejemplo cómo condiciona la configuración electrónica a la posición de un elemento en la tabla periódica: el hierro es un elemento cuyo número atómico es 26, por lo que un átomo neutro de este elemento tiene 26 electrones en su corteza y, según el principio de Auf Bau, su configuración electrónica será:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Si se ordenan por capas, la configuración electrónica queda:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 - Como la última capa electrónica es la cuarta, el hierro estará en el cuarto periodo, la

cuarta fila de la tabla periódica. - Como su configuración en los últimos orbitales ocupados es 4s2 3d6, pertenece al gru-

po 8 (2+6 = 8 electrones en estos orbitales). 3. PROPIEDADES PERIÓDICAS

Hay una serie de propiedades de los elementos químicos que si-guen ciertas pautas de comportamiento que permite agrupar a es-tos elementos por su similitud. Así, el tipo de compuestos químicos que forman o las fórmulas de estos compuestos hacen pensar que hay cierta repetitividad en las características de los átomos res-ponsables de la unión entre ellos. Hoy en día, sabemos que la clave está en la distribución de los electrones en la parte más externa de los átomos, por lo que habrá que analizar los factores que pueden influir en que el núcleo de un átomo pueda ser capaz de atraer los electrones externos de otro.

Para ello hay que tener en cuenta que los electrones, con carga negativa, se ven atraídos por el núcleo atómico, con carga positiva, pero repelidos por los restantes electrones del átomo. Cuando un átomo interactúa con otro, lo hace a través de su última capa electrónica, la lla-


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mada capa de valencia, en la que sólo puede haber hasta ocho electrones. A lo largo de un periodo, la capa de valencia se va completando; cuando se baja en un grupo, la capa de va-lencia se aleja del núcleo. Las propiedades periódicas, por tanto, dependen de la configuración electrónica del elemen-to. Habrá dos efectos contrapuestos en la fuerza de atracción entre los electrones y el nú-cleo: por un lado, cuanto mayor sea la carga del núcleo, mayor será esta fuerza que, sin em-bargo, disminuirá al alejarse los electrones del núcleo (cosa que ocurre cuando el núcleo es mayor). Al representar propiedades como el radio atómico (tamaño de los átomos), potencial de ionización (energía para arrancar un electrón de un átomo) y afinidad electrónica (energía liberada cuando un electrón es incorporado a un átomo) frente al número atómico, se apre-cian gráficas en forma de dientes de sierra, en las que elementos de comportamiento similar, ocupan posiciones equivalentes en estos “dientes de sierra”. Por eso, no puede hablarse de que se repitan estas propiedades, sino de que se repiten ciertas tendencias, ya que los ele-mentos químicos son diferentes unos de otros.

Radios atómicos Primeros potenciales de ionización

3.1. RADIO ATÓMICO Es evidente que los radios atómicos son diferentes unos de otros. Pese a ello, las tendencias en el tamaño de los átomos permiten comprender sus propiedades químicas, siendo estas las principales tendencias:

1ª) Al avanzar de izquierda a derecha en un

periodo, cuando se pasa de un elemen-to al que tiene a su derecha se añade un protón en su núcleo y un electrón en su corteza. Como no se utiliza un nuevo nivel electrónico, el tamaño del átomo no tiene porqué aumentar; ocurre todo lo contrario, ya que hay más carga eléc-

trica positiva en el núcleo, que atrae con más intensidad a los electrones de la última capa electrónica. Por tanto, a lo largo de un periodo, el radio atómico de los elementos disminuye de izquierda a derecha, aunque al final del período se produce un cambio de tendencia (ligero aumento) debido a que, al ir completándose el último nivel elec-trónico, acaban prevaleciendo las repulsiones entre electrones de este último nivel.

2ª) Al descender en un grupo del sistema periódico, el tamaño de los átomos aumenta rápidamente ya que, aunque se produzca un aumento de la carga nuclear, es mayor el


QUÍMICA <57>

efecto de alejamiento de los nuevos electrones incorporados, que se sitúan en niveles electrónicos más alejados del núcleo (al pasar de un periodo al siguiente, los elemen-tos tienen la misma configuración electrónica en el último nivel, pero utilizan un nivel electrónico superior).

En cuanto a los radios iónicos de los elementos, pueden compararse con los de los átomos de los que proceden:

a) Los cationes (iones positivos, procedentes de átomos a los que se les ha quitado electrones de su última capa) tienen un tamaño menor que el átomo de procedencia, ya que el exceso de carga positiva del núcleo atraerá más intensamente a los electro-nes que quedan en la corteza. Para especies isoelectrónicas (con el mismo número de electrones), cuanto mayor es la carga del catión, menor será su tamaño, ya que los mismos electrones son atraídos por más protones del núcleo. Así los radios de las es-pecies isoelectrónicas Mg2+, Na+ y Ne (todas ellas con diez electrones y la misma con-

figuración, 1s22s2sp6) serán

2Mg

rNa

rNe

r

b) Los aniones (iones negativos, procedentes de átomos a los que se les ha añadido al-gún electrón en su último nivel) tendrán un tamaño mayor que el átomo de proceden-cia, ya que, al colocar más electrones en el último nivel, habrá más repulsiones entre ellos, que no se ven compensadas por un aumento de la carga positiva del núcleo. Si comparamos especies isoelectrónicas, cuanto mayor sea la carga del anión, mayor será su tamaño, debido al aumento del número de electrones y, por tanto, de las re-pulsiones entre ellos. Así los radios de las especies isoelectrónicas O2-, F- y Ne (todas

ellas con diez electrones y la misma configuración, 1s22s2sp6) serán Ne

rF

rO

r 2

3.2. POTENCIAL DE IONIZACIÓN Es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso. Como es lógico, dependerá tanto del tamaño del átomo, como de su configuración electrónica. Si analizamos lo que ocurre con el potencial de ionización en grupos y periodos, llegamos a estas conclusiones:

1ª) Al avanzar de izquierda a derecha en un periodo, el potencial de ionización aumenta-rá, ya que el radio atómico disminuye. Además, cuanto más a la derecha se encuentre un elemento, más próximo se encuentra a adquirir la configuración electrónica con ocho electrones en su último nivel, por lo que será más difícil arrancarle electrones.

2ª) Al descender en un grupo del sistema periódico disminuye el potencial de ionización, ya que los electrones están más alejados del núcleo.

3ª) En un catión, el segundo potencial de ionización (energía para arrancar un segundo electrón) será mayor que el primero, ya que su tamaño es menor que el del átomo de procedencia.

Por tanto, el potencial de ionización aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en el sistema periódico, correspondiendo los valo-res máximos a los llamados gases nobles (grupo 18), y los mínimos a los elementos alcalinos (grupo 1). 3.3. AFINIDAD ELECTRÓNICA


QUÍMICA <58>

Es la energía que desprende un átomo en estado gaseoso cuando incorpora un nuevo elec-trón y se convierte en anión. En realidad, no todos los átomos desprenden energía cuando ocurre esto, de modo que para la mayoría, la afinidad electrónica es negativa (es preciso aportar energía para introducir un nuevo electrón). Si analizamos lo que ocurre con el afinidad electrónica en grupos y periodos, llegamos a es-tas conclusiones:

1ª) Al avanzar de izquierda a derecha en un periodo, el afinidad electrónica aumentará, ya que el radio atómico disminuye y el nuevo electrón será más fácilmente retenido; también la posibilidad de adquirir una configuración electrónica con ocho electrones en su último nivel, es la causa de que, cuanto más a la derecha de un periodo se encuen-tre un elemento, mayor sea su afinidad electrónica (exceptuando los gases nobles).

2ª) Al descender en un grupo del sistema periódico disminuye el afinidad electrónica, ya que el núcleo positivo está más alejado y los electrones de las capas inferiores “apan-tallan” su carga, por lo que es más difícil que un nuevo electrón sea atraído hacia el átomo.

3ª) En un anión, la segunda afinidad electrónica (energía para incorporar un segundo electrón) será menor que la primera, ya que su tamaño es mayor que el del átomo de procedencia, aunque la consecución de una configuración electrónica estable puede compensar este hecho.

Por tanto, la afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba en el sistema periódico, correspondiendo los valores máximos a los elementos halógenos (grupo 17), y los mínimos a los elementos alcalinos (grupo 1). 3.4. ELECTONEGATIVIDAD Es también una propiedad periódica que mide la capacidad de un átomo para mantener los electrones de su último nivel y de incorporar nuevos electrones. Por tanto, marca la tenden-cia de un elemento a formar iones negativos, de ahí su nombre.

Según lo expuesto antes, el elemento químico más electronegativo sería el flúor (grupo 17, periodo 2), por ser el que se encuentra más hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica (excep-tuando, por supuesto, en este análisis a los gases nobles); por el mismo motivo, el elemento químico menos electronegativo sería el francio (grupo 1, periodo 7), que puede considerarse el elemento

más electropositivo (con la máxima tendencia a formar iones positivos). A diferencia del potencial de ionización o de la afinidad electrónica, no hay una escala abso-luta de electronegatividades, ya que lo que suele interesar es medir los valores relativos en-

tre átomos. Entre las escalas más utilizadas, destacan la escala de Mullikan (2

AEPIEN

)

y la de Pauling, que asigna al flúor un valor máximo (4 unidades).


QUÍMICA <59>

4. PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS Y SU POSICIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA La posición de cada elemento químico en la tabla periódica determina su comportamiento químico, ya que está determinada por la distribución de los electrones en las diferentes ca-pas electrónicas. La experiencia demuestra que los elementos químicos situados en un mis-mo grupo tienen una serie de propiedades comunes, lo cual da mayor validez a la tabla pe-riódica, en la que, además se pueden incluir para cada elemento una serie de propiedades (masa atómica, densidad, puntos de fusión y ebullición,...). Conviene conocer los tipos de elementos que aparecen en las distintas zonas de la tabla periódica, para así pode sacar más partido de ella. 4.1. ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Se caracterizan por tener parcialmente llenos los orbitales s y p del último nivel electrónico ocupado (bloques s y p del sistema periódico). Incluyen los elementos más habituales en los distintos compuestos químicos, siendo los que suelen presentar más reactividad química (exceptuando el grupo 18 de los gases nobles, si es que lo consideramos como grupo de elementos representativos). Sus configuraciones electrónicas externas van desde ns1 hasta ns2np5. Todos los grupos de elementos representativos tienen nombres especiales. A continuación se indican sus nombres y los elementos de estos grupos:

Grupo 1 (I A): metales alcalinos: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (el H no es metal alcalino) Grupo 2 (II A): metales alcalinotérreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Grupo 13 (III A): boroideos: B, Al, Ga, In, Tl Grupo 14 (IV A): carbonoideos: C, Si, Ge, Sn, Pb Grupo 15 (V A): nitrogenoideos: N, P, As, Sb, Bi Grupo 16 (VI A): anfígenos: O, S, Se, Te, Po Grupo 17 (VII A): halógenos: F, Cl, Br, I, At Grupo 18 (VIII A): gases nobles: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

4.2. ELEMENTOS DE TRANSICIÓN Se caracterizan por tener parcialmente llenas las dos últimas capas electrónicas, variando sus configuraciones electrónicas entre (n-1)d1ns2 y (n-1)d10ns2, salvo las “anomalías” que se comentaron sobre las configuraciones de estos elementos. Todos ellos se caracterizan por ser metálicos, con las propiedades que ello supone, que ha-cen que sean de especial interés tecnológico. Algunos de los elementos de transición más relevantes son: Cr, W, Mn; Fe, Co, Ni; Pt; Cu, Ag, Au; Zn, Cd, Hg 4.3. ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA También son conocidos como tierras raras, comprenden los lantánidos y los actínidos. Se caracterizan por tener parcialmente llenas las tres últimas capas electrónicas, variando sus configuraciones entre (n-2)f1(n-1)d0ns2 y (n-2)f14(n-1)d0ns2, salvo las “anomalías” que presen-tan las configuraciones electrónicas de algunos de estos elementos. Como los últimos elec-trones entran en niveles internos de la corteza, no existe una gran variación en el comporta-


QUÍMICA <60>

miento químico de estos elementos. La mayoría de ellos tienen núcleos inestables, por lo que son radiactivos. Algunos de los elementos de transición interna más relevantes son: U, Np, Pu 4.4. METALES Y NO METALES La tendencia a formar cationes y aniones permite clasificar a los elementos químicos en me-tales y no metales, aunque esta capacidad de formar iones conlleva otras muchas reconoci-bles a simple vista, como pueden ser el estado de agregación, la densidad o la conductividad eléctrica.

Los no metales son los elementos químicos más electronegativos de la tabla periódica, sien-do todos ellos capaces de formar aniones. Además, todos ellos, excepto el flúor, pueden formar también cationes. Suelen ser aislantes del calor y la electricidad; se pueden presentar a temperatura ambiente en cualquiera de los estados de agregación (sólidos, líquidos o ga-ses) aunque sus puntos de fusión y ebullición suelen ser bajos (excepto en el carbono). Se consideran no metales: H; C; N, P; O, S, Se; F, Cl, Br, I Los metales son todos elementos de la tabla periódica que no forman aniones, presentando como consecuencia una serie de propiedades que los caracterizan (todos son sólidos a tem-peratura ambiente, excepto el mercurio que es líquido; tienen un brillo característico, condu-cen el calor y la electricidad, son dúctiles y maleables, etc). Incluyen los metales alcalinos, los alcalinotérreos, los elementos de transición y de transición interna y algunos elementos representativos: Al, Ga, In, Tl; Sn, Pb; Bi Los semimetales son ciertos elementos químicos, situados en la tabla periódica entre los me-tales y los no metales, que presentan características de ambos. Suelen considerarse en esta categoría el B; Si, Ge; As, Sb; Te, Po; At


TEMA 3: LA TABLA PERIÓDICA <61>

BLOQUE I: test 1) ¿Cuál es la configuración electrónica del Tecnecio, Tc?:

a) [Xe]5s24d5 b) [Kr]5s24d5 c) [Kr]5s24p5 d) [Xe]5s24p5

2) Con respecto a las tendencias de comportamiento de las propiedades periódicas, es falso: a) La energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en los periodos. b) El volumen disminuye de derecha a izquierda en los periodos. c) El carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo en los grupos. d) La afinidad electrónica disminuye de arriba hacia abajo en los grupos.

3) Para los elementos que tienen los siguientes números atómicos: Z = 3, 4, 11, 12, 17, 18, 19, 20, 21, 36 y 37, pertenecen a un mismo grupo de la Tabla Periódica:

a) 3, 11, 18 y 36 b) 3, 11, 19 y 37 c) 4, 12, 21 y 37 d) 4, 12, 20 y 37

4) ¿En cuál de las siguientes ordenaciones las especies isoelectrónicas están ordenadas según su radio decreciente?:

a) Ne>F->Na+>O2->Mg2+ b) O2->F->Ne>Na+>Mg2+ c) Mg2+>Na+>Ne>F->O2- d) Ne>F->Na+>O2->Mg2+

5) Di cuál de las siguientes afirmaciones es falsa: a) La energía de ionización del Al es mayor que la del Mg. b) La afinidad electrónica del Al es mayor que la del Mg. c) La energía de ionización crece al bajar en el grupo. d) La primera energía de ionización del cesio es menor que la del Ba.

6) Comparando los valores de las propiedades periódicas con la posición de los elementos en la Tabla Periódica, se comprueba que:

I- En un mismo período, el radio atómico decrece a medida que aumenta el número atómico.

II- En un mismo período, la energía de ionización aumenta desde el metal alca-lino hasta el gas noble.

III- En un mismo grupo o familia, la electronegatividad disminuye a medida que el número atómico aumenta.

¿Cuáles son correctas?: a) Solamente I b) Solamente II c) Solamente III d) I y II

7) De las siguientes afirmaciones, señala la correcta: a) Los elementos que se encuentran en el mismo período del sistema periódico presen-

tan un comportamiento químico semejante. b) Los elementos que se encuentran en el mismo grupo del sistema periódico presentan

un comportamiento químico semejante. c) Los elementos que se encuentran más alejados en el sistema periódico presentan un

comportamiento químico semejante.


TEMA 3: LA TABLA PERIÓDICA <62>

d) El comportamiento químico de un elemento no tiene nada que ver con su posición en el sistema periódico.

8) ¿A qué grupo y en qué período se encuentra un elemento cuya configuración electrónica en estado fundamental es 1s2 2s2 2p2?:

a) Grupo 1 (IA) período 2 b) Grupo 2 (IIA) período 2 c) Grupo 2 (IIA) período 1 d) Grupo 14 (IVA) período 2

9) Señala la afirmación correcta:

a) El Na gana electrones con facilidad. b) El Xe es un líquido a temperatura ambiente. c) El F es muy electronegativo. d) El radio atómico del Fr es inferior al del Na.

10) ¿Cuándo los elementos Mg, S y Cl están ordenados por el aumento de la primera ener-gía de ionización y de la electronegatividad?:

a) Mg<S<Cl b) Mg<Cl<S c) Cl<S<Mg d) Nunca pueden estar ordenados simultáneamente por estas propiedades.

11) Para cada uno de los siguientes pares: N y N3-, Ba y Ba2+, Cl- y Br-, Co2+ y Co3+, ¿Cuál es el de mayor tamaño?:

a) N,Ba, Cl- y Co2+ b) N3-, Ba2+, Br- y Co3+ c) N3-, Ba, Br- y Co2+ d) N, Ba2+, Cr y Co3+

BLOQUE II: problemas

...............................

TEMA 4: ENLACE QUÍMICO

QUÍMICA <63>

1. UNIONES ENTRE ÁTOMOS Y ESTRUCTURA ELECTRÓNICA 2. MODELOS DE ENLACE QUÍMICO:

2.1. ENLACE IÓNICO 2.2. ENLACE COVALENTE 2.3. ENLACE METÁLICO

3. FUERZAS INTERMOLECULARES

1. UNIONES ENTRE ÁTOMOS Y ESTRUCTURA ELECTRÓNICA Salvo en el caso de los gases nobles, cuyos átomos permanecen normalmente aislados, los átomos de los elementos químicos tienden a unirse unos a otros, de modo que, pese a que en la naturaleza hay menos de 100 elementos químicos, se conocen varios millones de com-puestos químicos, resultado de unirse los elementos químicos entre sí, constituyendo así la mayoría de las sustancias que nos rodean (agua, madera, minerales,...). La experiencia demuestra que la clave de la unión entre los distintos tipos de átomos está en su parte más externa (la corteza electrónica, y más concretamente en la última capa, llamada capa de valencia). Los átomos de los elementos tienden a rodearse de ocho electrones en su capa o nivel más externo para adquirir la máxima estabilidad. Este comportamiento se conoce como regla del octeto. Para conseguir los ocho electrones en su última capa (o sólo dos si su nivel más externo es el primero), los átomos de los elementos pueden ganar, perder o compartir electrones, motivo por el que tienden a unirse entre sí mediante el llamado enlace químico, que puede producirse de diferentes formas, según las características de los átomos que se unen. Desde el punto de vista de la mecánica cuántica, el enlace químico se explica aceptando que los electrones unen dos átomos al moverse alrededor de sus dos núcleos, pudiéndose determinar un orbi-tal molecular, que sería la solución de la ecuación de ondas con los dos núcleos situados a cierta distancia; como primera aproximación, se acepta que estos orbita-les moleculares son una combinación de los orbitales atómicos en los que se en-contraban los electrones de los átomos antes de que éstos se aproximaran para unirse, lo cual permite comprender la geometría de las estructuras formadas al unirse entre sí los átomos (moléculas o cristales). Como en cualquier orbital atómico, en los orbitales moleculares podrán moverse dos electrones como máximo, lo que justifica la consi-deración de que cada enlace entre dos átomos corresponde a la compartición de un par de electrones entre ambos, pudiéndose dar casos en los que se refuerce la unión al compartir dos o tres pares de electrones (enlaces doble y triple, respectivamente). La energía de un enlace químico es la necesaria para separar, en estado gaseoso, dos átomos que se encuentran unidos, o, lo que es lo mismo, la energía que se libera cuando dos átomos en estado gaseoso se unen. Su valor da idea de la fortaleza de un determinado enla-ce químico.


QUÍMICA <64>

La geometría en torno al enlace químico es de suma importancia, ya que de ella dependen muchas de las propiedades químicas y físicas de las sustancias. De forma cualitativa, baste considerar que, si los electrones son partículas con carga eléctrica mo-viéndose alrededor de un núcleo positivo en zonas más o menos res-tringidas (los orbitales atómicos), la geometría en torno a un determinado átomo que está unido a otros será la que tienda a colocar los pa-res de electrones que lo rodean de modo que entre ellos exista la mínima repulsión electros-tática (máxima distancia). Por ello, según el número de pares de electrones que se muevan en la capa de valencia de un átomo, la geometría que puede esperarse será lineal (dos pares de electrones), triangular plana (tres pares de electrones), tetraédrica (cuatro pares de elec-trones), bipirámide trigonal (cinco pares de electrones), octaédrica (seis pares de electrones), etc. El análisis de estas situaciones puede hacerse partiendo de la geometría de los orbitales atómicos correspondientes a los electrones implicados en el enlace, aunque aquí nos queda-remos con las ideas más generales. En cuanto al tipo de estructuras que se forman tras producirse la unión entre átomos, de for-ma general pueden considerarse dos casos:

a) Que se formen moléculas, es decir, entidades independien-tes formadas por un número definido y limitado de átomos unidos entre sí. En estos casos, la fórmula química de la sustancia indica el tipo y número de átomos de sus molécu-las. Así el agua (H2O) es una sustancia molecular en la que sus moléculas contienen un átomo de oxígeno unido a dos de hidrógeno.

b) Que se formen cristales, es decir, estructuras gigantes equivalentes a moléculas con un número indefinido de áto-mos que guardan entre sí unas proporciones que vienen da-das por la fórmula química de la sustancia. Así, en el cloruro de sodio (NaCl), la fórmula sólo indica que la proporción de átomos de sodio y de cloro en su red cristalina tiene que ser 1:1, para así garantizar la electroneutralidad de la sustancia.

2. MODELOS DE ENLACE QUÍMICO Para comprender mejor todas las posibilidades de unión entre átomos, suelen considerarse tres modelos ideales (enlace iónico, covalente y metálico), si bien, la situación real en cual-quier sustancia debe de ser intermedia entre estos tres modelos, aunque se parezca más a alguno de ellos; precisamente sus propiedades serán los indicadores de qué tipo de enlace es el predominante entre los átomos que la constituyen. Además del enlace químico propiamente dicho, también hay que tener en cuenta las fuerzas intermoleculares, de naturaleza eléctrica, aunque de intensidad mucho menor que las exis-tentes entre los átomos unidos mediante enlace químico.


QUÍMICA <65>

2.1. ENLACE IÓNICO

Se produce entre metales y no metales, ya que los metales tienen tendencia a perder elec-trones (su última capa tiene muy pocos electrones), mientras que los no metales tienen ten-dencia a capturarlos. Cuando un átomo de un metal y el de un no metal se acercan, el átomo del metal cederá uno o varios electrones al átomo no metálico, formándose los correspon-dientes iones (catión metálico y anión no metálico) que, por ser de cargas eléctricas de sig-nos contrarios, quedarán unidos por una intensa fuerza electrostática. Por ejemplo, si se enfrentan un átomo de flúor (Z= 9), que tiene 7 electrones en su última capa (le falta sólo uno para “completarla”) y un átomo de sodio (Z=11), que en su última capa tiene sólo un electrón, el sodio cede al cloro el electrón que tiene en su capa de valencia, con lo que ambos quedan con 8 electrones en la última capa.

El flúor queda cargado negativamente (F-) y el sodio, positivamente (Na+). Como las cargas de distinto signo se atraen, los cationes y aniones formados se unirán atraídos por sus car-gas: se ha formado un enlace iónico. La característica fundamental de este enlace, por tanto, es que se produce un intercambio de electrones entre los átomos (uno da un electrón y el otro lo coge), formándose iones de dis-tinto signo que se atraen. Como este hecho tiene lugar en otros muchos átomos de cada elemento, los iones formados se colocan ordenadamente constitu-yendo redes cristalinas. Al ser muy intensa y de gran alcance la fuerza eléctrica, las sustan-cias que se forman mediante enlace iónico serán sólidos duros de elevado punto de fusión, pero frágiles porque, si son golpeados, los iones se moverán un poco de su posición y quedarán enfrentados iones de igual carga que, por repelerse, harán que el cristal iónico se rompa. Como estas sustancias no tienen en estado sólido cargas eléctricas libres, serán aislantes de la electricidad, aunque sí conducirán la electricidad cuando se funden o cuando se disuelven en agua, ya que en ambas situaciones quedan sueltos los iones. 2.2. ENLACE COVALENTE Se produce entre elementos no metálicos, ya que cuando están próximos átomos muy elec-tronegativos (con tendencia a formar aniones), ninguno de ellos tiende a ceder electrones. Una manera de adquirir la configuración de gas noble en su última capa es permanecer jun-tos compartiendo electrones, formándose así un enlace covalente, en el que los átomos se unen dos a dos, compartiendo dos, cuatro o seis electrones, recibiendo el nombre de enlace simple, enlace doble o enlace triple, respectivamente. Cuanto mayor sea el número de elec-trones compartidos, mayor será la fortaleza del enlace.


QUÍMICA <66>

Para representar el enlace covalente, se suelen utilizar las llamadas estructuras de Lewis, que son representaciones en las que se escribe el símbolo del elemento y alrededor de él sus electrones de valencia (los de la última capa). En el ejemplo podemos ver cómo a cada uno de los áto-mos de flúor le falta un electrón para tener 8 en su capa de valencia (sólo se ha representado la última capa). Pa-ra conseguirlo, comparten un par de electrones (procedentes uno de cada átomo), con lo que consiguen la estructura de gas noble. Los electrones compartidos son los que forman el en-lace, aunque, para simplificar la escritura, los electrones de enlace se representan por una raya entre ambos átomos:

Cuando los átomos se unen mediante este tipo de enlace, aparecen unas nuevas entidades, formadas por los átomos unidos, que se denominan moléculas. Las moléculas (y las sustancias que estas forman) se representan habitualmente mediante fórmulas químicas. En una fórmula química, se escriben los símbolos de los elementos que forman la molécula, añadiendo números que indican el número de átomos de cada elemento que intervienen. Así, en los ejemplos que aparecen más arriba, las fórmulas de cada sustan-cia serían:

En el enlace covalente, aunque los átomos se unen unos a otros muy intensamente, no ocu-rre lo mismo con las moléculas, que apenas se unen entre sí, por lo que se pueden separar con facilidad. Por tanto, las sustancias formadas por enlace covalente se caracterizan por tener puntos de fusión y ebullición bajos, de modo que suelen ser gases o sólidos blandos a temperatura ambiente.

Hay una variedad de compuestos covalentes en los que cada átomo se une a varios (iguales o diferentes) formando una especie de molécula gigante, similar a los cristales iónicos, pero con fuerzas entre átomos mucho más intensas y difí-ciles de romper. Se denominan cristales cova-


QUÍMICA <67>

lentes y se caracterizan por ser sólidos de puntos de fusión muy altos, muy duros, muy difíci-les de disolver y no conducen la corriente eléctrica de ninguna manera. A esta categoría per-tenece el diamante y el dióxido de silicio (SiO2), que constituye la arena. El diamante, que es la sustancia más dura que existe, está formada por átomos de carbono, de modo que cada uno de ellos está unido a otros cuatro mediante enlaces sencillos. Enlace covalente polar: cuando los átomos que se unen compartiendo electrones son diferentes, la capacidad de atracción del par de electrones de enlace por cada átomo no tiene porqué ser igual, ya que el elemento más electronegativo tenderá a atraerlos más intensamente, de modo que, en promedio se encontrarán más cerca de él y más alejados del átomo más electropositivo. La consecuencia es la aparición de una separación

parcial de carga eléctrica ( y ) en el espacio comprendido entre los dos átomos unidos. Cuando ocurre esto, se dice que el enlace covalente es polar, siendo tanto más acentuada la separación de cargas cuanto mayor sea la diferencia de electronega-tividad entre los átomos; el caso más extremo de esta situación sería el enlace iónico (unión de un metal y un no metal). La polaridad de un enlace químico se mide mediante una magnitud física llamada momento dipolar ( ), que corresponde al producto de la carga por la distancia ( d ); está relacio-

nada con propiedades macroscópicas de las sustancias (conductividad eléctrica, solubilidad, densidad, etc). Precisamente, el porcentaje de carácter iónico de un enlace se calcula como

la relación entre el momento dipolar medido experimentalmente ( exp ) y el que corresponde-

ría al compuesto si fuera iónico ( dqiónco ), multiplicado por cien:

100%exp

iónco

iónico

Sustancias como el H2O o el NH3 tienen enlaces covalentes polares, mientras que H2 o N2 son completamente apolares y NaH o BeH2 son claramente iónicos. 2.3. ENLACE METÁLICO Como su nombre indica, se produce entre átomos de metales que, al tener pocos electrones en su última capa, tienen tendencia a liberarlos; no hay átomos no metálicos, los metales liberan sus electrones y forman una estructura de cationes, rodeados por una nube de elec-trones que mantienen unidos los cationes, es decir, los electrones son compartidos por todos los núcleos.

Cuantos más electrones haya en la nube (cuanto más a la derecha de la tabla se encuentre el metal), más fuerza tendrá el enlace metá-lico. Los metales serán duros, tanto más cuanto más a la derecha se la tabla se sitúe el metal; como no hay aniones, no se romperán con facilidad (son tenaces), siendo dúctiles y maleables (pueden hacerse hilos y láminas, ya que al modificar su forma, siguen estando juntos iones del mismo signo). La existencia de la nube de electrones hace que puedan conducir la electricidad, que es la propiedad más carac-

terística de los metales y de los compuestos con enlace metálico: son buenos conductores del calor y la electricidad.


QUÍMICA <68>

3. FUERZAS INTERMOLECULARES Desempeñan un importante papel en la estructura de las moléculas orgánicas y en la con-densación de los gases, pudiendo ser atractivas o repulsivas, dependiendo en gran medida

el comportamiento molecular del equilibrio (o falta de él) de las fuerzas que unen o separan las moléculas. Las fuerzas de atracción, o de largo alcance, se denominan de forma general fuerzas de Van der Waals y son responsables de la cohesión entre átomos o moléculas de sólidos y líquidos. Su naturaleza es eléctrica, produciéndose por interacción dipo-lo-dipolo en moléculas polares (fuerzas de Keeson), por induc-ción de un dipolo en moléculas polarizables, o por variaciones

de la distribución de carga que inducen polarizaciones en moléculas contiguas (fuerzas de dispersión o de London). Los factores de los que dependen estas fuerzas intermoleculares son los siguientes:

a) Intensidad y permanencia de la polarización (distribución asimétrica de su “nube carga negativa”) de las moléculas. Las moléculas polares, como el agua, ejercen entre sí fuerzas más intensas que las apolares (metano); por eso el agua es liquida a tempera-tura ambiente, mientras que el metano es un gas.

b) Tamaño de las moléculas: cuanto mayor es una molécula, sus electrones externos se encontrarán más alejados de sus núcleos, por lo que será más fácil que se cree un di-polo temporal desde otra molécula vecina. Como norma general, a igualdad de características de los enlaces, la tendencia es que cuanto mayor sea la masa molar de una sustancia, más intensas serán las fuerzas intermoleculares. Por eso, en la serie de los elementos halógenos (F2, Cl2, Br2, I2) los dos primeros son gases a temperatura ambiente, mientras que el bromo es líquido y el yodo sólido.

c) Distancia entre las moléculas: cuanto más próximas se en-cuentren, más intensas serán las fuerzas de atracción, aunque a partir de un determinado momento pueden llegar a predominar las fuerzas repulsivas al interactuar las corte-zas o los núcleos de los átomos de moléculas vecinas.

El enlace o puente de hidrógeno es un caso de fuerzas intermoleculares excepcionalmente intensas, debido a la existencia de moléculas muy polarizadas, en las que se encuentra el átomo de hidrógeno unido a alguno de los elementos más electronegativos (F, O y N). La consecuencia es que estos compuestos tie-nen puntos de fusión y ebullición muy altos respecto a otros compuestos de características similares. Así, a temperatura ambiente, el agua (H2O) es líquida, mien-tras que el sulfuro de hidrógeno (H2S) es un gas, cuando por sus masas moleculares se podría prever justamente lo contrario. También se produce este tipo de efectos en sustancias orgánicas que contienen el grupo hidroxilo (R-OH), es decir, en alcoholes y áci-dos carboxílicos.


TEMA 4: ENLACE QUÍMICO <69>

BLOQUE I: test 1) De los siguientes compuestos, señala aquél que presente un enlace covalente polar:

a) KBr b) HCl c) Cl2 d) Na-Na

2) El enlace químico predominante en los siguientes compuestos: N2, HCl y NaF son, res-pectivamente:

a) Iónico, covalente polar y covalente apolar. b) Covalente apolar, covalente polar e iónico. c) Covalente polar, covalente apolar e iónico. d) Iónico, covalente apolar y covalente polar.

3) Señala las afirmaciones correctas para los siguientes compuestos: AgF, HCl, AlF3, NO, CaCl2:

a) AgF, AlF3, CaCl2 son compuestos iónicos. b) HCl, AlF3, NO son compuestos covalentes. c) HCl, NO son compuestos covalentes. d) Sólo el CaCl2 es un compuesto iónico.

BLOQUE II: problemas


QUÍMICA <70>

1. LA ECUACIÓN QUÍMICA 1.1. INTERPRETACIÓN DE LA ECUACIÓN QUÍMICA 1.2. CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS

2. LOS CÁLCULOS QUÍMICOS 2.1. FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES 2.2. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. REACTIVO LIMITANTE Y RENDIMIENTO 2.3. VARIACIONES ENERGÉTICAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. ENTALPÍA DE REACCIÓN

3. VELOCIDAD DE LA REACCIÓN QUÍMICA

1. LA ECUACIÓN QUÍMICA Una reacción química es un proceso en el que una o varias sustancias se transforman y se forman una o más sustancias nuevas. Las ecuaciones químicas son el modo de represen-tar a las reacciones químicas. Por ejemplo, el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (O2), para dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se puede escribir:

hidrógeno gaseoso + oxígeno gaseoso agua líquida En la anterior expresión, el "+" se lee como "reacciona con"; la flecha significa "produce". Las sustancias a la izquierda de la flecha se llaman reactivos y son las que hay antes de la transformación; las que están a la derecha de la flecha se llaman productos de reacción y son las que se forman en el proceso. Sin embargo, la ecuación química suele escribirse de manera más formal mediante fórmulas químicas para cada una de las sustancias que intervienen. En el caso anterior sería:

)(O2H(g)O(g)2H 222 l

El número que hay al lado de la fórmula de cada sustancia se llama coeficiente (el coeficien-te 1 no se pone) e indica el número de átomos o moléculas de cada sustancia que intervie-nen en el proceso. El estado físico de los reactivos y de los productos puede indicarse en la ecuación química mediante los símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líqui-do y sólido, respectivamente; (ac) o (aq) se utiliza para indicar que la sustancia se encuentra disuelta en agua. Ejemplo: para indicar que, cuando el trióxido de azufre gaseoso reacciona con agua líquida

para formar ácido sulfúrico disuelto en agua, se escribe así: )()()( 4223 acSOHlOHgSO

A veces puede ser muy importante indicar el estado de las sustancias que intervienen, ya que puede influir en si el proceso realmente ocurre o no, o si es necesario utilizar un tipo de recipiente u otro (un líquido se maneja más fácilmente en un matraz que un gas, ya que éste puede escapar en un recipiente abierto, ....). Así, para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio (NaCl) al agua, se es-

cribe: )()()(2 acNaClsNaCllOH , aunque de forma abreviada también puede escribirse de

este otro modo (teniendo en cuenta que lo relevante del proceso es la disolución de la sal

que, por cierto, es una transformación física): )()( )(2 acNaClsNaCl lOH

Al escribir H2O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas veces no se pone, para simplificar. El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el laboratorio, Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata (AgNO3) en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr):

)()()()( 33 acKNOsAgBracAgNOacKBr


QUÍMICA <71>

Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría tratar de realizar la reacción al mezclar KBr sólido con AgNO3 sólido, que reaccionan muy lentamente o no reaccionan. 1.1. INTERPRETACIÓN DE LAS ECUACIONES QUÍMICAS Las ecuaciones químicas tienen una doble interpretación que las da un valor más importante del que a primera vista puede parecer:

a) Interpretación microscópica (lo que ocurre entre átomos): los coeficientes represen-tan el número de átomos o moléculas de cada sustancia que interviene como reac-tivo o como producto de la reacción.

b) Interpretación macroscópica (lo que podemos observar a simple vista, con cantida-des de sustancias medibles con aparatos de laboratorio, por ejemplo): los coeficientes representan el número de moles de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción. Recuerda que un mol de sustancia es la cantidad de ésta que contiene el Número de Avogadro de átomos o moléculas (6,023·1023, una cantidad imposible de contar directamente, pero muy fácil de obtener pesando las sustancias con la balanza, por ejemplo). Aunque el número anterior te parezca muy raro, ten en cuenta que para los químicos es tan habitual como el uso de “docenas de huevos” en la venta de este producto.

Ejemplo: Cuando el metano reacciona con el oxígeno molecular, se forma dióxido de carbono y agua. Observa que el número de cada tipo de átomos es el mismo a cada lado de la reac-

ción: OHCOOCH 2224 22

Microscópicamente, en esta reacción, una molécula de metano, 4CH , reacciona con dos

moléculas de oxígeno, 2O , para dar una molécula de dióxido de carbono, 2CO , y dos molé-

culas de agua, OH 2 , de modo que los átomos que había antes de la reacción química siguen

estando después de la misma, pero unidos de forma diferente:

Macroscópicamente, en la reacción anterior un mol de metano (que son 16 gramos) reac-ciona con dos moles de oxígeno (64 gramos), para dar un mol de dióxido de carbono (44 gramos) y dos moles de agua (36 gramos). Vemos cómo la suma de las masas de los reacti-vos, 16+64 g = 80 g, coincide con la de los productos, 44+36 g = 80 g.

1.2. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Las reacciones químicas pueden ser muy variadas y clasificarse según diversos criterios. Pondremos los ejemplos más significativos, si bien debe quedar claro que una misma reac-ción puede ser de varios tipos a la vez:

a) Reacciones de adición o síntesis: ABBA

b) Reacciones de descomposición: BAAB

c) Reacciones de sustitución o desplazamiento: BACCAB

d) Reacciones de doble sustitución: CBADCDAB


QUÍMICA <72>

Independientemente de los anteriores tipos, por la naturaleza de los reactivos, las reacciones más importantes son:

a) Ácido-base: hay intercambio de átomos de hidrógeno. Ej.: OHNaClNaOHHCl 2

b) Redox: hay intercambio de electrones (se manifiesta por la variación de los números

de oxidación de los elementos que intervienen). Ej.: 2442 HCuSOSOHCu

c) Combustión: reacción de un compuesto orgánico con oxígeno, liberando energía en

forma de luz y calor (llama). Ej.: 22 COOC

d) Precipitación: cuando se forma una sustancia sólida en el interior de una disolución.

Ej.: )()()()( 33 acNaNOsAgClacNaClacAgNO

e) Disolución: una sustancia sólida se disuelve en un líquido

Ej.: )()()()()( 2223 lOHgCOacCaClacHClsCaCO

2. LOS CÁLCULOS QUÍMICOS La aplicación práctica de las leyes de la reacción química permite efectuar previsiones sobre las cantidades de sustancias que intervienen en los procesos químicos, de modo que es fun-damental en el diseño de los dispositivos y métodos de fabricación industrial de todo tipo de sustancias, aunque, de forma más inmediata, también sirven para poder determinar experi-mentalmente las fórmulas de los compuestos químicos. 2.1. DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS La primera consecuencia de que la materia esté formada por átomos de diferentes elemen-tos, es que entre sí se unen en determinadas proporciones, tal como demuestran las leyes de proporciones definidas y múltiples. Por tanto, para cada sustancia habrá unas proporcio-nes en masa de los elementos que la componen; como los átomos son indivisibles, al unirse entre sí lo harán siguiendo relaciones numéricas sencillas, que son las que representan las fórmulas químicas. Así, cuando se dice que la fórmula química del agua es H2O, significa que en esta sustancia, por cada átomo de oxígeno hay dos de hidrógeno; como además sabe-mos que se trata de una sustancia molecular, en la interpretación microscópica, la fórmula indica que en cada molécula de agua hay un átomo de oxígeno unido a dos de hidrógeno. Hay que tener en cuenta que no todas las sustancias son moleculares y que, por tanto, la fórmula no siempre indica el número de átomos presentes en moléculas aisladas. Así, en el cloruro de magnesio, MgCl2, la fórmula sólo indica la proporción de átomos de magnesio y de cloro, ya que es una sustancia cristalina en la que los átomos de magnesio y cloro forman una “molécula gigante”, en la que la proporción que guardan es 1:2. En cualquiera de los casos, hay que distinguir entre fórmula empírica y fórmula molecular de una sustancia, ya que la primera sólo indica la proporción con la que se unen los átomos que la constituyen, suponiendo que es molecular. Sin embargo, la fórmula molecular indica el número real de átomos en una supuesta molécula de dicha sustancia. De este modo, la fórmula empírica del agua oxigenada es HO, mientras que la fórmula molecular es H2O2. Normalmente se calcula primero la fórmula empírica, lo cual permite obtener ME, es decir, la masa molar que correspondería a la fórmula empírica; si, por otros procedimientos (leyes de los gases, descenso crioscópico, etc,...), puede determinarse la masa molar de la sustancia,


QUÍMICA <73>

M, la fórmula molecular puede calcularse multiplicando todos los subíndices de la fórmula

empírica por el resultado de la división entre ambas masas molares: 1M

M

E

Teniendo en cuenta cómo se calcula el número de moles de una sustancia, para determinar la fórmula empírica de una sustancia, conociendo la masa que contiene de cada uno de los elementos que la forman, puede procederse de este modo:

1º) Se calcula el número de moles de átomos de cada uno de los elementos que hay en la

sustancia, dividiendo la masa de cada uno entre la masa atómica del elemento, M

mn

2º) A continuación, se dividen los números de moles obtenidos en el apartado anterior entre el menor de todos ellos, obteniendo así el número de moles relativo de cada elemento,

mínn

nnr , de modo que, por lo menos, resulte entero el número más pequeño (vale 1).

3º) Si la secuencia de números de moles relativos, calculados en el apartado anterior, no es de números enteros, se multiplica toda la serie por diferentes números (dos, tres, etc) hasta lograr una secuencia prácticamente entera (normalmente, al final hay que redondear los valo-res dentro de ciertos límites, con uno o dos decimales).

Para hacer estos cálculos, puede ser conveniente disponerlos en forma de tabla, tal como en los siguientes ejemplos: Ejemplo (1): “Determina la fórmula empírica del fosfato de cinc, si al descomponer una mues-tra de 5,00 g de esta sustancia, se obtuvieron 2,54 g de cinc, 0,80 g de fósforo y 1,66 g de oxígeno”. Como el compuesto sólo contiene cinc (Zn), fósforo (P) y oxígeno (O), porque la suma de las masas de estos elementos obtenidas en la descomposición coincide con la cantidad de parti-da (2,54+0,80+1,66 g = 5,00 g), la fórmula empírica tiene que ser de la forma ZnaPbOc , sien-do a, b y c los subíndices a determinar. La siguiente tabla puede ayudar a realizar los co-rrespondientes cálculos:

Elemento Masa atómica

M

masa (g) m

Número de moles

M

mn

Número de moles relativo

mín

rn

nn

Subíndices

pnr

Zn 65,4 2,54 0,039 1,50 3

P 31,0 0,80 0,026 1,00 2

O 16,0 1,66 0,104 4,00 8

Por tanto, la fórmula empírica del fosfato de cinc será Zn3P2O8. En este caso, coincide con la fórmula molecular, ya que, según las normas de formulación inorgánica, sería Zn3(PO4)2


QUÍMICA <74>

Ejemplo (2): “determina la fórmula molecular de un hidrocarburo gaseoso que tiene un 80% de carbono, si su densidad en condiciones normales (1 atm y 0ºC ) es 1,34 g/L”. Por ser un hidrocarburo, sólo contiene carbono (C) e hidrógeno (H), de modo que en 100 gramos de compuesto, encontraremos 80 g de carbono y 20 g de hidrógeno. Con estos datos puede obtenerse la fórmula empírica, CaHb, igual que en el caso anterior:

Elemento Masa atómica

M

masa (g) m

Número de moles

M

mn

Número de moles relativo

mín

rn

nn

Subíndices

pnr

C 12,0 80 6,67 1,00 1

H 1,0 20 20,00 3,00 3

La fórmula empírica será, pues, CH3, a la que correspondería una masa molecular ME= 15. Ahora bien, la masa molecular exacta, M, puede calcularse con el dato de densidad, sabien-do que es un gas y que se le puede aplicar la ecuación de los gases perfectos: TRnvP

como M

mn y la densidad es

v

md , la anterior ecuación puede escribirse: TR

M

mvP ,

que equivale a esta otra: TRdMP

En este caso, 273082,034,11 M , por lo que 00,30M , es decir, EMM 2

Esto significa que la fórmula molecular del compuesto será C2H6, que corresponde al etano. 2.2. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. REACTIVO LIMITANTE Y RENDIMIENTO La estequiometría es la parte de la Química que estudia las cantidades de sustancias que intervienen en las reacciones. O, dicho de otro modo, las proporciones (en masa o volumen) con que reaccionan las sustancias. Los cálculos estequiométricos se hacen aprovechando las leyes de las reacciones químicas (conservación de la masa, proporciones definidas, pro-porciones múltiples y volúmenes de combinación). Estas leyes se explican si se tiene en cuenta que las sustancias están formadas por átomos y éstos no se crean ni se destruyen durante una reacción química (sólo cambian de compañero). Entonces, el mismo conjunto de átomos está presente antes, durante y después de la reacción. Los cambios que ocurren en una reacción química simplemente consisten en una reordenación de los átomos. Por lo tanto, para que una ecuación química esté correctamente escrita, ha de tener el mis-mo número de átomos de cada elemento a ambos lados de la flecha. Se dice entonces que la ecuación está ajustada.

2H2 + O2 2H2O

Reactivos Productos

4 átomos de H y 2 átomos de O = 4 átomos de H + 2 átomos de O

Cuando hablamos de una ecuación "ajustada", queremos decir que debe haber el mismo número y tipo de átomos en los reactivos que en los productos. En la siguiente reacción, observa que hay el mismo número de cada tipo de átomos a cada

lado de la reacción: )(2)()()( 3322 acNaClsCaCOacCONaacCaCl


QUÍMICA <75>

Pasos necesarios para ajustar una ecuación química: 1º) Se determinan las sustancias que son reactivos y las que son productos. 2º) Se escribe una ecuación no ajustada, usando las fórmulas químicas de los reactivos y de los productos. 3º) Se ajusta la reacción determinando los coeficientes que nos dan números iguales de ca-da tipo de átomo en cada lado de la flecha de reacción, generalmente números enteros. Para ello, nos vamos fijando en cada elemento químico por separado y tanteamos los números que hay que poner delante de cada sustancia que los contiene para que se iguale su número a ambos lados de la flecha de la ecuación. A veces, es necesario rectificar y tantear los valo-res sobre la marcha, ya que un elemento puede participar en varias sustancias. 4º) Se escribe la ecuación completa y se comprueba si con los valores asignados coincide para cada elemento el número de átomos antes y después de la reacción (de la flecha); si es necesario se retoca algún coeficiente o se convierten los coeficientes en números enteros (en caso de que los hubiera fraccionarios), para lo cual basta con multiplicar todos los coefi-cientes por el mcm de todos los denominadores de los coeficientes fraccionarios.

Ejemplo 1: Consideremos la reacción de combustión del metano gaseoso (CH4) en aire, formándose dióxido de carbono y agua.

1º) Sabemos que en esta reacción se consume (O2) y se produce agua (H2O) y dióxi-do de carbono (CO2). Luego, los reactivos son CH4 y O2, y los productos H2O y CO2

2º) La ecuación química, sin ajustar, será: 2224 COOHOCH

3º) Ahora contamos los átomos de cada reactivo y de cada producto y los sumamos: C: hay un átomo de carbono en los reactivos y otro en los productos, luego

ya están ajustados. H: Hay cuatro átomos de hidrógeno en los reactivos y dos en los productos.

Para igualarlos, es necesario poner dos moléculas de H2O, por lo que escri-

bimos la ecuación así (provisionalmente): 2224 2 COOHOCH

O: En la ecuación anterior hay 2 átomos de oxígeno en los reactivos y 4 en los productos (2·1+2 = 4). Como los demás elementos ya están ajustados, bastará con poner dos moléculas diatómicas de oxígeno, para ajustar este elemento, quedando finalmente la ecuación química así:

2224 22 COOHOCH

4º) Como puede apreciarse, la ecuación anterior ya está ajustada, puesto que hay el mismo número de átomos de cada elemento antes y después de la flecha. Por tanto, puede leerse así: “Una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno para producir dos moléculas agua y una molécula de dióxido de carbono”.

Ejemplo 2: Ajusta la siguiente ecuación: 622223 )( HBOHMgOHBMg

1º) Tenemos ya identificados reactivos (a la izquierda de la flecha ) y productos (a la derecha). 2º) También tenemos escrita la ecuación sin ajustar (lo vemos con un simple vistazo: hay 3 átomos de magnesio en los reactivos y uno en los productos). 3º) Vamos ajustando cada uno de los átomos:

Mg: Hay 3 átomos de Mg a la izquierda y 1 a la derecha, luego se pone un coe-ficiente 3 al Mg(OH)2 a la derecha para ajustar los átomos de Mg:


QUÍMICA <76>

622223 )(3 HBOHMgOHBMg

B: Hay 2 átomos de B a la izquierda y 2 a la derecha, luego el coeficiente del B2H6 será 1 (en realidad, dejamos la ecuación igual, ya que el coeficiente 1 no se escribe).

O: Debido a los coeficientes que acabamos de poner, hay 6 átomos de O a la derecha, por lo que habrá que conseguirlos de 6 moléculas de H2O (es decir, el

coeficiente del H2O será 6): 622223 )(36 HBOHMgOHBMg

H: el número de átomos de H resulta ya ajustado sin más. En otros casos, pue-de ser necesario volver al primer paso para encontrar otro coeficiente.

4º) Si damos un repaso a la última ecuación, vemos que ya está ajustada, ya que a los dos lados de la flecha hay: 3 átomos de Mg, 2 de B, 12 de H y 6 de O.

Ejemplo 3: Ajustando Ecuaciones - Combustión de compuestos Orgánicos

Ajusta la siguiente ecuación: OHCOOOHC 222288

1º) Para encontrar los coeficientes que ajustan la ecuación, suele ser más fácil si se elige una sustancia compleja, en este caso C8H8O2, asumiendo que tiene de coeficien-te 1, y se ajustan todos los elementos a la vez. Hay 8 átomos de C a la izquierda, lue-go se pone de coeficiente al CO2 8 a la derecha, para ajustar el C:

OHCOOOHC 222288 8

2º) Ahora se hace lo mismo para el H. Hay 8 átomos de H a la izquierda, luego se po-ne 4 como coeficiente del H2O en la derecha, para ajustar el H:

OHCOOOHC 222288 48

3º) El último elemento que tenemos que ajustar es el O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner a la derecha de la ecuación, hay 16 átomos de O en el CO2 y 4 átomos de O en el H2O, dando un total de 20 átomos de O a la derecha (productos). Por tanto, podemos ajustar la ecuación poniendo el coeficiente 9 al O2 al lado izquier-

do de la ecuación: OHCOOOHC 222288 4810

4º) Recuerda siempre contar el número y tipo de átomos a cada lado de la ecuación, para evitar cualquier error. En este caso, hay el mismo número de átomos de C, H, y O en los reactivos y en los productos: 8 C, 8 H, y 20 O.

Ejemplo 4: La dimetilhidrazina, (CH3)2NNH2, se usó como combustible en el descenso de la nave Apolo a la superficie lunar, con N2O4 como oxidante. Ajusta la reacción que se utilizó:

22242223)( NOHCOONNNHCH

1º) Para encontrar los coeficientes que ajustan la ecuación, empezaremos por la sus-tancia más compleja, en este caso (CH3)2NNH2, asumiendo que tiene 1 como coefi-ciente, y se van ajustando los elementos de uno en uno. Hay 2 átomos de C a la iz-quierda, por lo que se pone un coeficiente de 2 al CO2 en la derecha para ajustar los

átomos de C: 22242223 2)( NOHCOONNNHCH

2º) Ahora, hacemos lo mismo con el H. Hay 8 átomos de H a la izquierda, de modo que se pone un coeficiente 4 al H2O a la derecha para ajustar los átomos de H:

22242223 42)( NOHCOONNNHCH

3º) Ajuste del O. Debido a los coeficientes que acabamos de poner, al lado izquierdo de la ecuación hay 4 átomos de O en el N2O4 y en el lado derecho hay 8 átomos de O


QUÍMICA <77>

en el H2O. Por tanto, podemos "ajustar" la los átomos de O en la ecuación poniendo un coeficiente de 2 al N2O4 en el lado izquierdo de la ecuación:

22242223 422)( NOHCOONNNHCH

4º) El último elemento que debe ajustarse es el N. Hay 6 átomos de N en el lado iz-quierdo y 2 en el lado derecho. Por tanto, podemos "ajustar" la ecuación poniendo un

coeficiente de 3 al N2 en el lado derecho: 22242223 3422)( NOHCOONNNHCH

Muchas reacciones son tan complejas, que el método anterior resulta insuficiente. En su lu-gar se usa un método basado en él, pero más general, que recibe el nombre de método de los coeficientes indeterminados, consistente en asignar una incógnita a cada una de las fórmulas que aparecen en la ecuación química; luego se plantean tantas ecuaciones como elementos químicos intervengan en la reacción, de modo que el número de átomos de cada uno de ellos coincida antes y después de la flecha. Ejemplo: ajuste de la reacción entre el carbonato de sodio y el cloruro de hidrógeno, que produce cloruro de sodio, agua y dióxido de carbono:

OHCONaClHClCONa 2232 edcba

Para cada elemento se establece una ecuación que iguala los átomos de ese elemento en los reactivos y en los productos:

abac

aead

cbClebH

edaOdaC

caNa

22

:2:23:

:2:

Como en este caso hay más incógnitas que ecuaciones independientes, el sistema es inde-terminado, por lo que se resuelve asignando un valor a una de las incógnitas (la a en este caso). De este modo, si a = 1, entonces b = 2, c = 2, d =1, e =1, y podemos escribir así la ecuación ajustada:

OHCONaClHClCONa 2232 22

Como puede comprobarse, el ajuste de la reacción puede tener cierta complejidad matemáti-ca, pero al final el problema puede resolverse. Finalmente, hay procesos concretos (como los de las reacciones redox o ácido-base) que

usan métodos de ajuste específicos, basados en el tipo de partícula que se intercambian las

sustancias durante la reacción, aunque no se verán aquí.

Aquí tienes más ejemplos para que practiques los ajustes de ecuaciones (por el méto-do que prefieras):

a) CaO + H2O Ca(OH)2

b) NaI + Pb(C2H3O2)2 NaC2H3O2 + PbI2

c) H2 + O2 H2O

d) CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O

e) PbO2 + H2SO4 + Pb PbSO4 + H2O

f) Zn + HCl ZnCl2 + H2

g) C4H10 + O2 CO2 + H2O

h) CO2 + H2O C6H12O6 + O2

i) C6H12O6 + O2 CO2 + H2O


QUÍMICA <78>

j) Fe2O3 + C Fe + CO2

k) C2H6O + O2 CO2 + H2O

l) N2 + H2 NH3

m) SiO2 + HF SiF4 + H2O

n) Fe2O3 + C Fe + CO

o) Fe2O3 + CO Fe + CO2

p) Fe + O2 Fe2 + .O3

Cálculos estequiométricos: una vez ajustada la reacción química, pueden hacerse cálculos diversos respetando las proporciones dadas por la ecuación química:

a) Cantidades de sustancias en moles o en moléculas (los coeficientes estequiométricos indican las proporciones molares o moleculares, según se haga la interpretación mi-croscópica o macroscópica de la ecuación química). Así, en la reacción de obtención

del amoniaco a partir de nitrógeno e hidrógeno, 322 23 NHHN , los coeficientes, 3 y

2, pueden representar los números de moléculas implicadas (interpretación microscó-pica) o el número de moles en la reacción (interpretación macroscópica).

b) Masas de sustancias que reaccionan (calculando previamente, a partir de la fórmula química, la masa molar de cada sustancia). La relación estequiométrica en masa es posiblemente la más importante, ya que permite realizar cálculos de cantidades medi-bles con la balanza, tanto de reactivos como de productos, ya sea en procesos de la-boratorio o industriales.

c) Volúmenes de sustancias gaseosas (en las mismas condiciones de presión y tempera-tura, las relaciones molares de estas sustancias coinciden con las relaciones en volú-menes; si las condiciones son diferentes, puede aplicarse la Ley de los gases perfec-tos: TRnvP ).

d) Pueden relacionarse masas de unas sustancias con moles, volúmenes o moléculas de las otras, etc., teniendo siempre en cuenta la doble interpretación de la ecuación quí-mica.

El cálculo de la masa molar es muy sencillo, ya que basta con sumar las masas atómicas de todos los átomos que aparecen en la fórmula de la sustancia en cuestión. ¡Ojo!: cuando aparecen subíndices, quiere decir que el átomo que lo lleva se repite el número de veces que marca el subíndice (esto es válido también si aparecen paréntesis o corchetes en la fórmula). Las masas de los elementos químicos están tabuladas y basta buscarlas en una Tabla Pe-riódica (donde suele figurar la masa atómica relativa, Ar, que representa la masa en gramos de un mol de átomos o la masa en uma de un átomo, por eso va sin unidades). Ejemplo: En la reacción del ácido sulfúrico con hidróxido de sodio, para formar sulfato de so-dio y agua, las relaciones estequiométricas en masas y en moles pueden indicarse del si-guiente modo debajo de la ecuación química:

OHSONaNaOHSOH 24242 22

1 mol 2 moles 1 mol 2 moles 98 g 80 g 142 g 36 g

178 g 178 g En el anterior esquema, las relaciones molares se sacan de los coeficientes estequiométricos y las relaciones en masas, calculando previamente las masas molares. De este modo, puede apreciarse que la suma de las masas de todos los reactivos (178 g) coincide con la de todos los productos. También podrían plantearse “reglas de tres” para realizar diferentes tipos de


QUÍMICA <79>

cálculos. Así, pueden calcularse los gramos de sulfato de sodio que se obtienen a partir de 20 gramos de hidróxido de sodio:

5,3580

14220

2014280 42

xxNaOHg

SONagNaOHg ; 425,35 SONagx

Reactivo limitante: cuando las cantidades que se ponen a reaccionar no se encuentran en las proporciones estequiométricas, precisamente el cumplimiento de las Leyes de la reacción química es la causa de que puedan sobrar algunos reactivos y agotarse otros; dependerá de las proporciones en las que reaccionan.

Ejemplo: En la reacción de síntesis del amoniaco que ya vimos ( 322 23 NHHN ) al poner

a reaccionar 100 gramos de nitrógeno con 100 gramos de hidrógeno, el nitrógeno es el reac-tivo limitante, ya que, según la estequiometría de la reacción, por cada 6 g de H2 reaccionan 28 g de N2:

322 23 NHHN 43,21

28

6100

100628

2

22

xxNg

HgNg

Es decir, reaccionan 243,21 Hgx y se formarán

343,121 NHg (sobrarán 22 57,7843,21100 HgHg )

1 mol 3 moles 2 moles 28 g 6 g 34 g 100 g x

Si se hubiera supuesto que se consumía todo el hidrógeno, un simple cálculo nos indicaría una incongruencia (¡habrían reaccionado 467 g de N2!) Rendimiento de una reacción química: como normalmente los reactivos tienen impurezas o por diferentes motivos (lentitud de las reacciones, reacciones alternativas, etc), las cantida-des que realmente se obtienen o que reaccionan suelen ser menores que las que correspon-derían según los cálculos estequiométricos. La relación entre ambas, referida a cualquiera de las sustancias que participan en la reacción, es precisamente el rendimiento, que suele dar-se como un tanto por ciento y, por tanto, nunca puede superar el 100%:

100tricaestequiomécantidad

realcantidado(%)rendimient

Ejemplo: Cálculo del rendimiento en la reacción de descomposición del clorato de potasio,

3KClO , en cloruro de potasio, KCl , y oxígeno, 2O , si a partir de 100 gramos de reactivo se

han obtenido 20 litros de oxígeno medidos en condiciones normales (1 atm y 0ºC). Según la estequiometría de la reacción, cada dos moles de reactivo (2x123,5 gramos = 247 gramos), producen tres moles de oxígeno (3x22,4 litros= 67,2 litros en c.n.):

)(3)(2)(2 23 gOsKClsKClO Con un rendimiento del 100%, el volumen de oxígeno que se obtendría en c.n. sería:

LLxxKClOg

LKClOg2,27

247

1002,67

1002,67247

3

3

Por tanto, el rendimiento será %5,731002,27

20

2 moles 3 moles 247 g 67,2 L (c.n:) 100 g x


QUÍMICA <80>

2.3. VARIACIONES ENERGÉTICAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS. ENTALPÍA DE REACCIÓN

Cuando se produce una reacción química, se rompen los enlaces entre los átomos de los reactivos y se forman nuevos enlaces entre estos átomos, dando así lugar a los productos. Evidentemente, para poder romper los enlaces existentes, es necesario suministrar una energía, llamada energía de activación, que permite que la transformación química comien-ce. El balance energético global en el proceso, ΔE , será la diferencia entre la energía de los

productos y la de los reactivos, reactivosproductos EEΔE ,

pudiendo ser este balance positivo, negativo o nulo: 0ΔE : reacción endoenergética (endotérmica, si la

energía puesta en juego es calorífica), es decir, que el pro-ceso consume energía para poder continuar, ya que los productos son más energéticos que los reactivos. Como la reacción no produce energía, es necesario suministrarla constantemente para que el proceso tenga lugar; en caso contrario, se detiene. Por eso, al cocinar los alimentos, de-ben dejarse sobre el fuego porque en cuanto dejan de ca-lentarse, la reacción se detiene y quedan crudos.

0ΔE : reacción exoenergética (exotérmica, si la energía

puesta en juego es calorífica), lo que significa que los pro-ductos de la reacción tienen menos energía que los reacti-vos, por lo que, una vez iniciada, la propia reacción produ-cirá energía para romper nuevos enlaces y continuar por sí misma, aunque siga siendo necesario suministrar la ener-gía de activación (una chispa, un golpe,...) para iniciarla. Así, para encender una cerilla, basta frotarla con el rasca-dor. Una vez iniciada la combustión, ésta continuará, pero se necesita frotar para que la cerilla encienda. Las reacciones químicas suelen realizarse en recipientes abiertos, en cuyo caso, por tratarse de procesos a presión constante, la variación de energía coincide con el calor absorbido o producido. Este calor, que no depende del camino seguido para llegar desde los reactivos a

los productos, recibe el nombre de entalpía de la reacción, RH .

La entalpía estándar de formación de una sustancia, fH , es el calor absorbido o des-

prendido cuando se forma un mol de dicha sustancia a partir de los elementos que la consti-tuyen en su forma más estable en condiciones estándar (1 atm de presión y 25ºC). Se mide en unidades de energía por mol de sustancia (J/mol, en el Sistema Internacional, aunque suele usarse más la kcal/mol = 4,18 kJ/mol). Por definición, se acepta que la entalpía están-dar de formación de los elementos en su forma estable es nula.

Como se conocen las fH de prácticamente todas las sustancias, puede determinarse la

entalpía de reacción estándar de cualquier proceso químico, RH , ya que corresponderá a

la diferencia entre las entalpías de formación de los productos y la de los reactivos:

productosreactivosdDcCbBaA

.......

, ...)(....)(

fBfAfDfCR HbHaHdHcH


QUÍMICA <81>

O, de forma más resumida: reactivos

i

fii

productos

i

fiiR HHH , donde los i son los coefi-

cientes estequiométricos de los productos o reactivos y los fiH son sus respectivas ental-

pías estándar de formación (que pueden encontrarse en tablas de datos de sustancias).

Ejemplo: Sabiendo que la entalpía estándar de formación del óxido de plata sólido, )(2 sOAg ,

vale -30,6 kJ/mol, puede calcularse la entalpía de la reacción )()(4)(2 22 gOsAgsOAg del

siguiente modo:

kJkJOAgHOHAgHH fffR 2,61)6,30(2)004()(2)()(4 22

El valor positivo de RH indica que es un proceso endotérmico, es decir, que es necesario

calentar al reactivo para que se descomponga. En el cálculo anterior, se ha supuesto que

0)(;0)( 2 OHAgH ff , ya que se trata de las formas estables de la plata y el oxígeno a

25ºC y 1 atm de presión.

Conociendo la entalpía estándar de la reacción, podría determinarse como un cálculo este-quiométrico más la cantidad de calor absorbido o desprendido con una determinada cantidad de reactivo.

Ejemplo: en el caso anterior, el calor necesario, en condiciones estándar, para descomponer

4,64 gramos de )(2 sOAg se calcularía así:

)()(4)(2 22 gOsAgsOAg kJkJx

xOAggkJOAgg

612,0464

64,42,61

64,42,61464

2

2

464 g 61,2 kJ 4,64 g x

La siguiente tabla contiene valores de entalpías estándar de formación de sustancias comu-

nes; también incluye energías libres estándar de formación ( fG ) y entropías estándar ( S )

que, como la entalpía, son magnitudes termodinámicas relacionadas con la espontanei-dad y el desorden en los procesos químicos; las variaciones de estas magnitudes en una ecuación química se calculan de forma similar a la planteada para la entalpía de reacción y la

relación entre todas ellas es STHG ff


QUÍMICA <82>

El cálculo de RH es especialmente importante en las reacciones de combustión, ya que

permite realizar estimaciones sobre el poder calorífico o la eficiencia de las sustancias utili-

zadas. En este caso RH se suele llamar calor o energía estándar de combustión.

Los valores de la entalpía de reacción en condiciones diferentes a las estándar ( RH ) pue-

den calcularse a partir del valor estándar, conociendo la presión y la temperatura, aunque aquí no lo tendremos en cuenta.


QUÍMICA <83>

3. VELOCIDAD DE LA REACCIÓN QUÍMICA La transformación de los reactivos en productos puede ocurrir más o menos rápidamente. Así, cuando arde una cerilla se consume pronto, ya que el fósforo se combina rápidamente con el oxígeno, produciendo

óxido de fósforo (V): 5224 25 OPOP

La reacción es tan rápida y produce tanto calor, que incluso aparece una llama y se emplea para iniciar otras reacciones. Sin embargo, la reacción del hierro con el oxígeno, oxidándose y for-

mando óxido de hierro (III) es muy lenta: 322 232 OFeOFe

La lentitud de esta reacción es la causa de que los restos metálicos, al contrario que las cerillas, tarden años en desaparecer La velocidad de una reacción química puede alterarse con relativa faci-lidad, dependiendo, entre otros, de factores como la naturaleza de los reactivos, su grado de división, su concentración, la temperatura o la presencia de catalizadores. a) Naturaleza de los reactivos: quizá sea el factor más importante ya que, dependiendo de las sustancias que reaccionan, la transformación será más o menos rápida. Por eso la oxida-ción del carbono o del fósforo es rápida, y hasta produce llama, mientras que los restos me-tálicos, a la intemperie, también reaccionan con el oxígeno y se oxidan, pero, en este caso, la reacción es lenta y el hierro o el aluminio puede tardar años en desaparecer. b) Grado de división de los reactivos: una cerilla de seguridad, de madera, arde con facili-dad y se consume totalmente. Sin embargo, un trozo de leña es difícil de encender y se apa-ga fácilmente. Esto se debe a que la primera es pequeña y el segundo es grande. Si los reactivos están finamente divididos, como en el caso de la cerilla, hay más superficie de contacto, es decir, más moléculas de reactivos que pueden chocar unas con otras, para rom-perse y formar las moléculas de los productos. Cuanto mayor sea el grado de división de los reactivos, con más velocidad se producirá la reacción. Un trozo de leña arde con dificultad, pero si se agrupan varios trozos, cuando arde uno, ar-den los demás y, mientras están juntos, continúan ardiendo, aunque al separarse pueden apagarse. Por eso, aunque encender una chimenea es difícil, no lo es tanto incendiar un bosque accidentalmente. Esto se debe a que cuanta mayor cantidad de reactivos haya pre-sente, más fácil es que las moléculas choquen, causando la transformación y, por tanto, más rápidamente se producirá la reacción. c) Concentración de los reactivos: cuando las reacciones ocurren en fase gaseosa o en disolución, el equivalente al grado de división es la concentración de los reactivos, ya que cuanta mayor sea, más probabilidad habrá de que choquen entre sí sus moléculas y ocurra el proceso. Experimentalmente, se encuentra que en reacciones químicas elementales (las que ocurren directamente según indica la ecuación química, sin mecanismos más comple-jos), la velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las concentraciones de los reactivos elevadas a sus coeficientes estequiométricos:

...,.......ba

r BAkvdDcCbBaA


QUÍMICA <84>

En reacciones no elementales la velocidad de reacción también dependen de la concentra-ción de los reactivos y, aunque la ecuación puede ser más complicada, también puede de-terminarse experimentalmente. d) Temperatura: si se intenta disolver cacao soluble en leche fría, se forman grumos y la disolución es dificultosa; por el contrario, cuando la leche está muy caliente, se disuelve con facilidad, debido a que la temperatura acelera la velocidad de las reacciones químicas. Para que una reacción química se produzca, las moléculas de los reactivos deben chocar entre sí y hacerlo, además, con la suficiente velocidad como para que se lleguen a romper y se re-combinen los átomos, formando las moléculas de los productos. La temperatura mide la velocidad media a la que se mueven las moléculas, por lo que cuanto mayor sea la temperatura, con más velocidad se moverán las moléculas y con más energía se producirán los choques entre ellas, favoreciendo que se rompan las moléculas de los reactivos y se formen las moléculas de los productos. Por esto, cuanto mayor sea la temperatura, con más velocidad se producirá la reacción (in-dependientemente de que el proceso sea endotérmico o exotérmico) e) Presencia de catalizadores: cuando se quema la gasolina en el motor de un automóvil, aunque la reacción se produce con rapidez, no toda la gasolina se consume, pues cierta can-tidad sale por el escape del motor, contaminando el aire. para reducir este fenómeno, en los tubos de escape se coloca una sustancia, llamada catalizador, que hace que esos restos de gasolina se quemen, disminuyendo los gases contaminantes que expulsa el coche. Los catalizadores son sustancias que, sin consumirse en la reacción, hacen que ésta se pro-duzca más rápidamente o a menor temperatura. La causa de ello es que reducen la energía de activación de la reacción, ya que estabilizan momentáneamente a los átomos de los reac-tivos que quedan libres antes de formar los productos; su misión es como la de un guía de montaña, que conduce a los excursionistas de un lado a otro de una montaña sin tener que subir a la cima de ésta. La vida obtiene su energía de la combustión de la materia orgánica. Así, las grasas o el azú-car son sustancias que, al arder, producen gran cantidad de energía, pero su reacción direc-ta con el oxígeno ocurre a tan alta temperatura, que los seres vivos morirían. Para que esas reacciones se produzcan a temperaturas que no causen la muerte de animales y plantas, todas las reacciones biológicas están influidas y controladas por enzimas, que son cataliza-dores naturales, formados muchos de ellos a partir de las vitaminas.


TEMA 5 – LA ECUACIÓN QUÍMICA Y LOS CÁLCULOS QUÍMICOS <85>

BLOQUE I: test

1) En la reacción de formación de agua, OH2O2H 222 , podemos afirmar que:

a) 2 moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno y se producen 3 moles de agua.

b) 2 moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de oxígeno y se producen dos moles de agua.

c) 2 litros de hidrógeno reaccionan con 2 litros de oxígeno y se producen 4 litros de agua. d) 10 g de hidrógeno reaccionan con 5 g de oxígeno y se producen 15 g de agua.

2) La reacción 2NaCl2NaCl2 es de:

a) Combustión. b) Combinación. c) Descomposición. d) Desplazamiento.

3) Sea la combustión completa del butano:

O5H4CO(13/2)O(g)HC 222104

Si se dispone de 100x1023 átomos de oxígeno, el volumen de CO2, en condiciones normales, será aproximadamente:

a) 115 L b) 90 L c) 1493 L d) 230 L

4) El cloro y el sodio se combinan para dar cloruro de sodio en la siguiente relación: 71 g de cloro y 46 g de sodio. Si se mezclan 50 g de cloro con 80 g de sodio, señala lo que no sea correcto:

a) Se obtienen 82,4 g de cloruro de sodio. b) Se obtienen 130 g de cloruro de sodio. c) Reaccionan 32,4 g de sodio. d) Sobran 47,6 g de sodio.

5) De las sustancias NH3, CH4, CH3OH y H2O, la que posee mayor porcentaje en masa de hidrógeno es:

a) NH3 b) CH4 c) CH3OH d) H2O

BLOQUE II: problemas (elegir 2 de los 4) 1) Hallar la fórmula empírica de un compuesto que tiene 59,9% de titanio y el resto de oxí-geno. 2) El aspartamo es un edulcorante 160 veces más dulce que el azúcar cuando se disuelve en agua. Averiguar la fórmula empírica del aspartamo si su composición centesimal es la si-guiente: C: 57,14%; H: 8,16%; N: 9,52%; O: 27,18%. 3) Al realizar el análisis de un determinado compuesto químico, se ha encontrado la siguiente composición centesimal: H: 3,06%; P: 31,63%; O: 65,31%. Calcular la fórmula empírica del compuesto. 4) Un hidrocarburo gaseoso (compuesto que sólo contiene H y C) contiene 82,76% de car-bono.


TEMA 5 – LA ECUACIÓN QUÍMICA Y LOS CÁLCULOS QUÍMICOS <86>

a) Determinar su fórmula empírica. b) Si su densidad en condiciones normales es 2,59 g/L, hallar su fórmula molecular. c) ¿Qué volumen de oxígeno en condiciones normales se precisará para la combustión

completa de 116 gramos de hidrocarburo?. 5) La siguiente ecuación química representa la reacción química para obtener agua, a partir de hidrógeno y oxígeno:

OHHO 222

a) Indicar qué cantidad de agua se obtiene, expresando dicha cantidad en gramos, si partimos de 2 moles de hidrógeno y un mol de oxígeno.

b) Si, para obtener agua, hacemos reaccionar 4 g de hidrógeno y 38 g de oxígeno: - Indicar cuál es el reactivo limitante. - Indicar cuál es el reactivo en exceso y por cuánto. - Indicar qué cantidad de agua se forma (expresarla en gramos).

6) El propano se quema con el oxígeno, obteniéndose dióxido de carbono y agua. Sabiendo que han reaccionado 70 g de propano, ajusta la reacción y calcula:

O(v)H(g)CO(g)O(g)HC 22283

a) El número de moles de CO2 y H2O que se obtienen. b) El volumen de oxígeno necesario, medido a 25ºC y 0,94 atm.

7) Dadas las ecuaciones:

kJ241,8ΔH (g) OH(g)1/2O(g)H o

1222

kJ285,8ΔH (l) OH(g)1/2O(g)H o

2222

Calcular la entalpía de vaporización del agua en condiciones estándar:

?ΔH (g) OH(l) OH o

322

8) Se tratan 49 g de ácido sulfúrico con cinc. Si la reacción que tiene lugar es:

2442 HZnSOZnSOH

a) ¿Cuánto cinc se necesita para realizar totalmente la reacción?. b) ¿Qué cantidad de hidrógeno se obtiene?. c) ¿Qué volumen ocupará este hidrógeno medido en condiciones normales?.

9) El peróxido de hidrógeno, H2O2, se descompone dando agua y oxígeno molecular. ¿Cuán-tas moléculas de oxígeno se formarán a partir de un cuatrillón ( 1024) de moléculas de peró-xido de hidrógeno?. ¿Cuántos moles de oxígeno?. ¿Cuántos gramos de agua?. 10) Cuando el silicio reacciona con oxígeno, se forma dióxido de silicio.

22 SiOOSi

a) ¿Cuántos gramos de silicio reaccionarán con 0,150 mol de oxígeno?. b) Si 35 g de silicio reaccionan con un exceso de oxígeno, ¿cuántos gramos de dióxido

de silicio se forman?. c) Si 22 g de silicio reaccionan con 22 g de oxígeno, ¿cuál es el reactivo limitante?.

¿Cuántos gramos de dióxido de silicio se forman?. d) Si se producen 37,20 g de dióxido de silicio, ¿cuál es el rendimiento porcentual?.

EJEMPLO DE EXAMEN QUÍMICA

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ACCESO A LA UNIVERSIDAD QUÍMICA · leyes de los gases 6. cambios fÍsicos y quÍmicos. materia y la energÍa. conservaciÓn de materia y energÍa tema 2: estructura atÓmica 1. introducciÓn