Quimica.inorganica

Francisco Higinio Recio del Bosque

Universidad Autónoma de Coahuila

QUÍMICAINORGÁNICA B A C H I L L E R A T O

C u a r t a e d i c i ó n

MÉXICO • BOGOTÁ • BUENOS AIRES • CARACAS • GUATEMALA • LISBOAMADRID • NUEVA YORK • SAN JUAN • SANTIAGO

SAO PAULO • AUCKLAND • LONDRES • MILÁN • MONTREAL • NUEVA DELHISAN FRANCISCO • SINGAPUR • ST. LOUIS • SIDNEY • TORONTO

Revisión técnicaM. en Q. Ana María Muttio Rico

Universidad Nacional Autónoma de México

Facultad de Qu´ímica

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Publisher: Jorge Rodríguez HernándezDirector editorial: Ricardo Martín Del CampoEditor sponsor: Luis Amador Valdez VázquezAsistencia editorial: Anastacia Rodríguez CastroSupervisor de producción: Jacqueline Brieño ÁlvarezDiseño de interiores: APHIK, S.A de C.V.Diseño de portada: José Palacios HernándezDiagramación: Visión Tipográfi ca

Prohibida la reproducción total o parcial de esta obra,por cualquier medio, sin la autorización escrita del editor.

DERECHOS RESERVADOS © 2008, 2005, 2001, 1996 respecto a la cuarta edición en español por: McGRAW-HILL / INTERAMERICANA EDITORES S.A. DE C.V.A Subsidiary of The McGraw-Hill Companies, Inc.

Punta Santa FeProlongación Paseo de la Reforma 1015Torre A, piso 17Colonia Desarrollo Santa FeDelegación Álvaro ObregónC.P. 01376, México D.F.

Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana, Reg. Núm. 736

ISBN 13: 978-970-10-6406-1ISBN 10: 970-10-6406-2ISBN Edición anterior: 970-10-5083-5

1234567890 09765432108Impreso en China Printed in China

QUÍMICAINORGÁNICA

C u a r t a e d i c i ó n

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Este libro está dedicado a:

Francisco DanielMariana

Diego AlbertoDavid Abraham

Ana Karina

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En esta cuarta edición de Química inorgánica se satisfacen, en gran por centaje, los contenidos programáticos de la disciplina en el nivel medio superior de los diferen-tes subsistemas educativos, no sólo de México, sino de los países de habla hispana, principalmente los latinoamericanos.

Desde siempre, la intención ha sido que los estudiantes apr ecien la química, no sólo en forma teórica, alejada de su realidad, sino que sean conscientes de que es una ciencia sumamente vinculada a su vida cotidiana.

Con este trabajo no se pr etende formar “químicos”, lo que se busca es cr ear in-dividuos que tengan conciencia de su entorno, tanto ar tifi cial como natural, y que aprecien los conocimientos que se muestran como herramienta v aliosa en la satis-facción de sus necesidades presentes y futuras, sin olvidar a las generaciones que nos van a preceder.

Los conocimientos que conforman lo que llamamos humanidades son tan impor-tantes como los que se adquieren por medio de las ciencias, y en su conjunto permi-tirán al alumno tener una visión más amplia de la realidad que vive, para convertirse en un mejor individuo para sí mismo, su familia y para la sociedad de la cual es parte, la que además, construye.

En Química orgánica los conocimientos referidos a la materia se presentan en seis unidades cuyos contenidos teóricos están íntimamente relacionados con la vida co-tidiana mediante lecturas, laboratorios, conceptos nuevos, experiencias y ejercicios, con todo ello el estudiante advertirá el grado de comprensión de los conocimientos que va obteniendo a lo largo del curso.

Cada tema inicia con un mapa conceptual, para que anticipadamente se adviertan las ideas relevantes de su contenido.

Es preciso mencionar que la práctica enseñanza-aprendizaje se fortalece mediante la interacción docente-alumno cuando se cuestionan y analizan los conocimientos para profundizar en ellos y enriquecerlos y así lograr el éxito en esta materia.

Agradeceré sobremanera las obser vaciones y/o comentarios que pr ofesores y alumnos consideren útiles para mejorar el pr esente trabajo, fav or de dirigirlos a: [email protected]

Francisco Higinio Recio del BosqueSaltillo, Coahuila, octubre de 2007

Presentación

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Francisco H. Recio del Bosque nació en la ciudad de Sal-tillo, Coahuila, y su infancia transcurrió en la congr ega-ción de Jamé, enclavada en la Sierra de Arteaga, Coahuila. Se graduó como profesor de Educación Primaria en la Es-cuela Normal de Coahuila, ejer ciendo su profesión en la Alta Tarahumara de Chihuahua. Es graduado como Maes-tro en Educación Media y Normal en la Escuela Normal Superior de Monterrey, Nuevo León, en la especialidad de Física y Química. Ha sido docente durante más de 30 años en escuelas secundarias y de bachillerato impartiendo

matemáticas, física y química. H a sido presidente de academias de química locales y regionales en los niveles medio básico y superior y desempeñando puestos admi-nistrativos como subdirector en el niv el medio básico y dir ector en el niv el medio superior, además de haber sido Coordinador de la Unidad Saltillo de la Universidad Autónoma de Coahuila, lo que le ha permitido, sin abandonar la docencia, escribir libros de química para los tr es grados de secundaria y los de química inorgánica, orgánica y general para bachillerato.

Su pasión por la enseñanza de la química, ubicándola como par te de la vida co-tidiana, más allá de la química teórica, le ha pr esentado la oportunidad de escribir varias obras de esta disciplina editadas por McGraw-Hill Interamericana Editores.

Su pasatiempo consiste en cultivar en un huerto familiar, árboles frutales y verdu-ras diversas, dedicado a su esposa, hijos y nietos, además de tocar la armónica como afi cionado.

Acerca del autor

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UNIDAD 1 Objeto de estudio de la química 2

1.1 Química: una ciencia interdisciplinaria 6

Defi nición de química 6División de la química 6Relación con otras ciencias 7Importancia y campo de acción de la química 7Manos a la obra La química en la industria 9Lectura La protección de la capa de ozono 11

1.2 Materia 11

Concepto de materia 11Otras formas de la materia 16Propiedades de la materia 17Clasifi cación y composición de la materia 18Manos a la obra Características de los elementos, los compuestos y las mezclas 25

1.3 Energía 27

La energía y su relación con los cambios 27Conservación 31Manos a la obra ¿Qué ocurre cuando una vela se quema? 35Lectura Compuestos químicos naturales contra productos sintéticos 36

UNIDAD 2 Estructura atómica y tabla periódica 40

2.1 Partículas subatómicas y modelos atómicos 42

Estructura básica del átomo 43Partículas subatómicas fundamentales 43Modelo atómico de Dalton 44Modelo atómico de Th omson 47Modelo atómico de Rutherford 47Modelo atómico de Bohr 48Modelo atómico de Sommerfeld 55Lectura Los monitores para TV y computadoras y las luces de neón 46Manos a la obra Espectros de emisión 56

2.2 Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuánticos 57

Principio de dualidad 58Principio de incertidumbre 58Principio de Shrödinger 58

Contenido

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Principio de Dirac 59Números cuánticos 59Número cuántico principal 59Número cuántico por forma 60Número cuántico por orientación o magnético 63

2.3 Confi guraciones electrónicas 66

Principio de Aufbau 66Estructuras de Lewis 71

2.4 Tabla periódica 73

Símbolos químicos 73Número atómico 75Número de masa 77Isótopos 80Desarrollo de la tabla periódica 82Lectura Cuentos de isótopos 82Manos a la obra Distribución electrónica 85

2.5 Principales familias de elementos 94

Metales alcalinos 96Metales alcalinotérreos 97Halógenos 100Gases raros 101Metales de transición 102Metales de transición interna 102Metaloides 102Lectura Los fl uoruros y la caries dental 107

UNIDAD 3 Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares 112

3.1 Enlace químico 114

Regla del octeto 115Representación de enlaces con estructura de Lewis 117Enlace iónico 117Enlace covalente 121Enlace por coordinación 129Enlace metálico 131Manos a la obra El enlace de los compuestos 124Lectura El brócoli, ¿un alimento milagroso? 127

3.2 Enlace molecular 133

Atracciones de Van der Waals 133

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Puente de hidrógeno 134Propiedades asociadas al puente de hidrógeno 135Nuevos materiales 137Lectura Origen del horno de microondas 137Lectura Los fullerenos 139

UNIDAD 4 Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos 142

4.1 Fórmula química 144

Fórmulas condensadas y desarrolladas 146Lectura El dióxido de silicio: componente importante en la corteza terrestre 147

4.2 Funciones químicas inorgánicas 148

Óxidos básicos 148Óxidos ácidos o anhídridos 151Hidróxidos 154Ácidos (oxiácidos) 155Ácidos (hidrácidos) 158Sales (oxisales) 158Sales (haloides) 160Sales ácidas 161Hidruros 162Lectura No hay motivos para reír 153Manos a la obra Antiácidos 167Lectura ¿Cómo se infl an las bolsas de aire? 168

UNIDAD 5 Reacciones químicas 172

5.1 Reacciones químicas 174

Defi nición 177Tipos de reacciones 179Representación mediante ecuaciones 179Clasifi cación general de las reacciones químicas 180Reacciones termoquímicas 183Elementos de termoquímica 183Velocidad de reacción, defi nición y factores que la afectan 187Lectura Consumismo y desarrollo sostenible 176Manos a la obra Reacciones químicas 177Manos a la obra Acción de las enzimas 189Lectura ¿Envejecemos por oxidación? 190

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5.2 Balanceo de ecuaciones químicas 190

Defi nición 191Método de aproximaciones o tanteo 191Método redox 196Método algebraico 202Lectura El lanzamiento del transbordador espacial 199Manos a la obra Tipos de reacciones químicas 203Lectura Fertilizantes producidos por los rayos 205

UNIDAD 6 Estequiometría 208

6.1 Estequiometría 210

Leyes fundamentales 210

6.2 Cálculos estequiométricos 219

Composición porcentual 219Fórmulas empíricas 224Fórmulas moleculares 224Fórmula real 225Relaciones ponderales 229Relaciones volumétricas 234Porcentaje de rendimiento 237Lectura El alcohol metílico: ¿combustible con futuro? 238

6.3 Normalización de volúmenes 239

Ley de Boyle 239Ley de Charles 240Ley de Gay-Lussac 241Ley general de los gases 244

6.4 Contaminación del aire 245

Componentes más importantes del aire 245Efecto invernadero y calentamiento global del planeta 246Inversión térmica 247Esmog 247Lluvia ácida 247Índice Metropolitano de la Calidad del Aire (Imeca) 248Lectura Contaminación del agua 249Manos a la obra Ley de Boyle 250

Glosario 255

Bibliografía 260

Índice 261

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Unidad 1

Objeto de estudio de la química

Contenido ¿Cuánto sabes?

1.1 Química: una ciencia interdisciplinaria

Manos a la obra La química en la industria

Lectura La protección de la capa de ozono

1.2 Materia

Manos a la obra Características de los elementos,los compuestos y las mezclas

1.3 Energía

Manos a la obra ¿Qué ocurre cuando una vela se quema?

Lectura Compuestos químicos naturales contra productos sintéticos

Actividades Lo que aprendí

Es indispensable conocer el mundo que nos rodea, ya que al estar conectados con la naturaleza, debemos ser conscientes de lo que le hacemos, pues nos lo hacemos a nosotros mismos. En este conocimiento contribuye enormemente la química.

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Objetivo de la unidad

El estudiante identifi cará, de manera crítica y cooperativa, el objeto de estudio de la química

y su relación con otras ciencias, mediante el reconocimiento de problemáticas de la sociedad

actual que involucren el uso de las propiedades de la materia, la energía y su interrelación.


4

IntroducciónEl conjunto de todos los seres y hechos que nos rodean forman lo que se llama natu-raleza; estos hechos que obser vamos alrededor no se dan aislados y constituy en un campo de estudio de ciencias que se r elacionan entre sí. Estas ciencias r eciben el nombre de ciencias naturales y son principalmente: biología, física, química y astro-nomía. La química es, pues, una ciencia natural.

Podemos definir a la ciencia como un conjunto sistematizado de conocimientos ordenados lógicamente, que se refieren a hechos relacionados entre sí, que se pueden comprobar mediante la experimentación, el uso de aparatos o de las matemáticas y que conducen a la verdad relativa.

Los conocimientos que conforman una ciencia se logran mediante un pr oceso llamado método científico. El primer paso de este método es la observación, que consiste en recolectar información acerca de un problema mediante la utilización de los sentidos; luego, se pr opone una hipótesis, que es una posible explicación de lo observado. La hipótesis constituye el segundo paso y para saber si es correcta se debe probar mediante la experimentación; este tercer paso consiste en repetir lo observado. Los científicos aceptan las hipótesis que han sido comprobadas mediante experimen-tos y rechazan aquellas cuya comprobación experimental es insostenible.

La organización de los conocimientos así logrados se llama teoría. Una teoría es una explicación basada en muchas obser vaciones y apoyada por los r esultados de muchos experimentos (figura 1.1).

En esta unidad aprenderemos cómo se relaciona la química con otras ciencias; en qué forma satisface nuestras necesidades, las propiedades mediante las cuales se pue-den identificar los tipos de materia, así como la clasificación básica de ésta y la rela-ción entre materia y energía.

Una ley científica es un hecho de la naturaleza que se observa con tanta frecuencia que se acepta como verdad.

La palabra y su raíz

ciencia Scientia (latín) conocimiento.Conjunto de métodos y técnicas para adquirir y organizar conocimientos sobre un cúmulo de fenómenos objetivos.

1. ¿Qué entiendes por química?

2. Escribe tres ejemplos de cómo infl uye la química en tu vida diaria.

3. ¿Qué entiendes por materia?

4. ¿Cuáles son los estados de agregación molecular de la materia?

5. ¿Cuáles ciencias se relacionan para dar lugar a la bioquímica?

6. ¿Es correcta la expresión “el agua, el líquido elemento”? ¿Por qué?

7. ¿Cuál es el concepto de energía?

8. ¿Qué entiendes por energía limpia?

¿Cuánto sabes?


Figura 1.1 Los métodos de la ciencia Los científicos realizan una serie de observaciones que los llevan avarias hipótesis. Cada hipótesis debe comprobarse a través de un sinnúmero de experimentos. Si los resultados experimentales no son acordes con la hipótesis, nuevas observaciones conducirán a otras hipótesis. La hipótesis que se apoya en muchos experimentos se convierte en una teoría, la cual explica un hecho o fenómeno natural.


química Κηεμεια (griego) relativo a los jugos o esenciade las cosas.Ciencia natural que estudia la materia, su estructura, propiedades y transformación a nivel atómico, molecular y macromolecular.

Observación Observación Observación

Hipótesis

Experimento Experimento Experimento

Teoría

Tiempo y más experimentos

Teoría revisada

Revisión de hipótesis

Tantas veces como sea necesario

¿Por qué estudiar química?Aunque en tu futuro profesional no consideres a la química como algo fundamental, esta ciencia estará presente en tu vida diaria. Por ejemplo, alguna vez te has pregun-tado: ¿de qué material es el envase de un refresco y de dónde proviene? Al desecharlo, ¿cómo afecta a la naturaleza? ¿Por qué ya no deben utilizarse compuestos de plomo en las gasolinas y cuál es el efecto de este metal tanto en vegetales como en animales? ¿Qué es y de dónde proviene el material con que se fabrican algunos platos “irrom-pibles” y otros enseres de cocina? ¿Cuál es la utilidad de algunos disolv entes y por qué debe controlarse su venta? ¿Por qué algunas prendas de vestir, al contacto con el fuego se “funden” y otras se “queman”? ¿Por qué no se descomponen los alimentos que se guardan en envases cerrados herméticamente? ¿P or qué es benéfico para la agricultura el uso de insecticidas y fer tilizantes y cuál es el riesgo cuando se aplican de forma indiscriminada? E l sodio y el clor o son elementos tó xicos; sin embargo, ¿por qué la sal de cocina, formada de la unión de estos elementos es una sustancia indispensable para nuestro organismo? El carbono, el hidrógeno y el oxígeno forman la aspirina y el azúcar de mesa, ¿por qué no puedes usar la primera para endulzar una bebida o tomar una cucharada de azúcar para el dolor de cabeza?

La lista de preguntas es interminable. Al estudiar química comprenderás el mun-do que te r odea, y aprenderás que el uso de las sustancias químicas pr oporciona grandes beneficios a la humanidad, así como los riesgos que conlleva.

55 ¿Por qué estudiar química?


Unidad 1 Objeto de estudio de la química

6

Definición de química

La química es la ciencia que estudia la materia, su estr uctura íntima, sus cambios, sus relaciones con la energía, las leyes que rigen esos cambios y esas relaciones.

De acuerdo con lo anterior, admitimos que la química estudia cómo está formada la materia y sus transformaciones; ahora bien, debido a que lo que nos rodea está constitui-do de materia, resulta que el universo es objeto de estudio de esta ciencia.

No hay otra rama de la ciencia que tenga un campo de estudio tan amplio como la química, y al analizar el campo de estudio de otras ramas del saber, encontraremos que la química tiene una estrecha relación con cualquier ciencia en particular.

División de la química

Como se indicó anteriormente, el campo de estudio de la química es muy amplio y, por tanto, resulta imposible que alguien posea todos los conocimientos que consti-tuyen esta ciencia. Esta razón y otras de carácter didáctico determinan que la quími-ca se divida en varias ramas, las que comúnmente son:

• Química general Esta rama trata de los principios básicos que se refieren a la es-tructura íntima de los cuerpos y sus propiedades. Se relaciona estrechamente con la física.

• Química inorgánica Su campo de estudio se r efiere a las sustancias que forman el reino mineral. No estudia los componentes del carbono a ex cepción de los compuestos oxigenados de este elemento.

• Química orgánica Estudia los compuestos del carbono. Se llama orgánica ya que todos los compuestos orgánicos contienen en sus moléculas átomos de carbono.

se divide en

Energía

CambiosComposición

Materia Alimentación

Vestido

Habitación

Salud

TransporteQuímicaanalítica

Matemáticas

Biología

Física

Astronomía

Geología

Químicaorgánica

Químicainorgánica

Químicageneral

Química

su y sus

provocados por

que satisface necesidades de se relaciona conestudia la

Mapa conceptual 1.1



• Química analítica Comprende los métodos de reconocimiento y determinación de los constituyentes de los compuestos, tanto en su calidad (análisis cualitativo) como en su cantidad (análisis cuantitativo).

• Fisicoquímica Comprende las leyes básicas de la química, así como las hipótesis y teorías que se emplean para explicarlas.

• Bioquímica Su campo se refiere a los procesos químicos que ocurren en los seres vivos.

Hay otros campos más concretos de aplicación de la química, como la termoquí-mica, la electroquímica, la cinética química, etcétera.

Relación con otras cienciasLa relación de la química con otras ciencias da origen a ciencias intermedias que le sirven de enlace, como se especifica en la figura 1.2.

Además, hay muchas otras ciencias que tienen que v er con la química, como la medicina, la agricultura, la oceanografía, la ingeniería y las matemáticas; esta última, debido a que el lenguaje matemático es empleado para r epresentar las ecuaciones químicas, efectuar cálculos y, en general, para interpretar sus leyes.

BioquímicaBiología

FísicoquímicaFísica

Geología

Astronomía Astroquímica

Geoquímica

Transformaciones químicas que ocurren en los seres vivos: digestión, crecimiento, etcétera

Efectos de la energía sobrela materia. Estudio del átomo

Cambios químicos ocurridos en las rocas, en las diferentes eras geológicas

Estructuras y constitución de los astros

Química

Importancia y campo de acción de la químicaGracias a la aplicación científica de la química se han obtenido millares de sustancias que el hombre ha creado para su bienestar; por ejemplo, una ayuda poder osa para nuestro sustento ha sido la fabricación de abonos ar tificiales y productos químicos que incrementan la cantidad y calidad de los alimentos, así como su conservación y


Figura 1.2 Relación de la química con otras ciencias.



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utilización; también contribuye a nuestro vestido al proporcionar fibras artificiales que sustituyen la demanda de fibras vegetales y animales que, como el algodón y la seda, casi han sido desplazadas.

Asimismo, favorece nuestra salud al suministrar dr ogas y medicamentos que, como las vitaminas y hormonas, quinina, sulfamidas, penicilina, anestésicos y desin-

Investiga

Escribe ejemplos de productos que satisfagan tus necesidades de:

a) alimentación, b) vestido,c) habitación, d ) saludy e) transporte.

Agrícola

Figura 1.3 La química está presente en la gran mayoría de las industrias.

Papelera

Alimentaria Metalúrgica

Electrónica Industria del vidrio

Textil Petroquímica


La química en la industria


fectantes, salvan y prolongan la vida humana al combatir y alejar la enfermedad, aliviar el dolor y los sufrimientos de los infortunados y, por último, hace más fácil y agradable la vida, al facilitarnos materiales de construcción, comunicación, transpor-te y la fabricación de gran número de productos que utilizamos diariamente.

La química es la base de casi 100% de industrias como la agrícola y ganadera, del papel, de los alimentos, metalúrgica, electr ónica, el vidrio, textil, farmacéutica, pe-troquímica y muchas otras más (figura 1.3).

En la siguiente lista de productos escribe el nombre de la in-dustria que los produce (en algunos casos puedes mencionar más de una industria).

a) Cartón: _________________________________

_______________________________________

b) Oro químicamente puro: _____________________

_______________________________________

c) Computadoras: ____________________________

_______________________________________

d) Fibra óptica: ______________________________

_______________________________________

e) Aspirina: ________________________________

_______________________________________

f ) Fertilizantes: ______________________________

_______________________________________

g) Poliéster: ________________________________

_______________________________________

h) Lubricantes: ______________________________

_______________________________________

i ) Fibra de algodón para prendas de vestir: __________

_______________________________________

j) Botellas: ________________________________

_______________________________________

k) Sustancias para teñir telas: ____________________

_______________________________________

l ) Parabrisas: _______________________________

_______________________________________

m) Calculadoras: _____________________________

_______________________________________

n) Acero: __________________________________

_______________________________________

ñ) Leche condensada: _________________________

_______________________________________

o) Celofán: _________________________________

_______________________________________

p) Alimentos balanceados: ______________________

_______________________________________

q) Vacunas: ________________________________

_______________________________________

r) Mercurio para termómetros: ___________________

_______________________________________

Manosa la obra


Como podrás apreciar, la química existe en nuestr o entorno y juega un papel preponderante en nuestra calidad de vida. Sin embargo, en ocasiones hay imprevis-

tos que nos pueden perjudicar. A continuación mencionamos algunos ejemplos.

DDT, dicloro-difenil-tricloroetano

El ddt es un famoso y potente plaguicida que se utiliz ó para comba-tir plagas agrícolas y domésticas durante los años sesenta y a princi-pios de los setenta del siglo pasado. Es un compuesto muy estable que dura por lo menos ocho años en el ambiente.

No obstante, al acumularse en los tejidos grasos es fatal para diversas clases de aves y peces y resulta altamente tóxico para el ser humano.

Se han celebrado acuer dos internacionales para eliminar por completo su empleo; por ello, se r ealizan experimentos para susti-

tuirlos por otros insecticidas menos tóxicos.

CFCs, clorofluorocarbonos

Con el nombre de freón se conoce a los compuestos gaseosos de metanos y etanos que contienen flúor y cloro, es decir, son los clorofluorocarbonos (cfcs), los cuales se han empleado para impulsar sustancias que se encuentran en latas que pro-ducen aerosoles con sólo apretar una pequeña válvula. Como ejemplo podemos citar perfumes, lacas, aromatizantes de ambiente, insecticidas, etcétera. Los clor ofluoro-carbonos se licuan fácilmente y por ello también se emplean en r efrigeradores y sis-temas de aire acondicionado.

Como puedes apreciar, son relativamente útiles; no obstante, a últimas fechas se ha sabido que son peligrosos porque destruyen las moléculas de ozono, un gas formado por moléculas que contienen tres átomos de oxígeno (O3), en lugar de dos (O2), com-puesto indispensable para la vida, ya que forma una capa pr otectora que existe en la atmósfera alta y que absorbe la may or parte de la radiación ultravioleta (uv) pr ove-niente del Sol.

Figura 1.4 El �� fue un insecticida muy utilizado en los años sesenta del siglo pasado;sin embargo, fue prohibido a partir de 1972 por su gran potencial contaminante.

Figura 1.5 El ozono (O3) es un alótropo del oxígeno que constituye una barrera contra los rayos ��, dañinos para la vida, y forma una capa en la atmósfera terrestre. Sin embargo, el uso indiscriminado de clorofluorocarbonos ha provocado el rompimiento de la capa de ozono, lo cual pone en riesgo la vida del planeta. En la ilustración se muestra el “agujero” en la capa de ozono situado sobre la Antártida.

¿Sabías que...?

El uso del �� se prohibió desde 1972. A la fecha su utilización está rigurosamente controlada, y se restringe al combate de insectos que producen enfermedades al hombre como el paludismo, el tifo y el dengue.


10


La protección de la capa de ozonoLectura

11

Figura 1.6 La mayoría de los refrigeradores actuales ya usan sustancias alternas a los ��, que además de ser más eficientes, no dañan la capa de ozono.

La destrucción de la capa de oz ono es extremadamente peligrosa, ya que la vida terrestre se expone a un exceso de dicha radiación, la cual puede producir cáncer de la piel, cataratas, reducir la respuesta del sistema inmunitario, inferir en el pr oceso de fotosíntesis de las plantas y afectar el crecimiento del fitoplancton oceánico. La solu-ción a este problema consiste en dejar de utilizar los clorofluorocarbonos.

En la actualidad se producen compuestos que contienen hidrógeno, flúor y car-bono para utilizarlos como refrigerantes; es decir, no contienen cloro, que es el res-ponsable de la destrucción de la capa de ozono.

1.2 Materia

Concepto de materiaEn el mundo físico que nos r odea sólo hay materia que se manifiesta en forma de masa o de energía y éstas se encuentran íntimamente r elacionadas. Pero, ¿qué es la materia? Resulta difícil dar una definición de materia mediante términos corrientes.

11111.2. Materia

Los clorofluorocarbonos (��s) son compuestos que contie-nen átomos de cloro y de flúor unidos al carbono, son ideales para los refrigeradores y acondicionadores de aire por ser no tóxicos y no corrosivos. Sin embargo, sucede que la gran esta-bilidad química de estas sustancias, que con anterioridad se

creyó constituía su princi-pal virtud, es su caracte-rística más grave. Estos compuestos se fugan a la atmósfera, y al ser tan poco reactivos, persisten ahí du-rante décadas. Sin embar-go, a cierta altitud, los �� se descomponen por efec-to de la luz ul travioleta, lo que libera átomos de clo-ro que provocan la des-trucción de la capa de ozono en la estratosfera. Para evitar este problema, las naciones in dustrializa-

das firmaron un acuerdo (llamado Protocolo de Montreal) que prohíbe el uso de �� a partir de 1996.

Sin embargo, remediar esta situación implica encontrar sustitutos para los ��s. Hasta el momento la búsqueda de tales sustitutos está muy avanzada. La producción mundial de ��s ya se ha reducido a la mitad con respecto al nivel de 1986, 1.13 millones de toneladas métricas. Mientras tanto, una estrategia para el reemplazo de los ��s es cambiar a compuestos similares que contienen átomos de carbono e hidrógeno sustituidos por átomos de cloro. Por ejemplo, la industria estadounidense de aparatos ha cambiado del freón-12 (CF2Cl2), al compuesto CH2FCH3 (llamado HFC-134a), para uso en refrigeradores domésticos, y la mayoría de los nuevos automóviles y camiones que se venden en Estados Unidos cuentan con acondicionadores de aire cargados con HCF-134a.

La industria química de varios países ha respondido rápi-damente a la emergencia que plantea el agotamiento de la capa de ozono. Resulta alentador que podamos actuar así cuando se presenta una crisis ambiental. Ahora necesitamos mejorar el aspecto de mantener el entorno como una de las principales prioridades conforme planeamos para el futuro.

Adaptada de Steven Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed., McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 486.



12

Materia

puede ser tiene se presenta en estados como

Homogénea Heterogénea

Propiedades

está formada

por

son las son las

que son Gaseosa

Líquida

Sólida

Átomos

Generales Específi cas

Cristales líquidos

Materiales amorfos

Plasmas

que forman

Mezclas heterogéneas

SustanciasMezclas

homogéneas

se clasifi can en

se clasifi can en

MoléculasDisoluciones

Físicas Químicas

Elementos Compuestos

se separan

por

de se separan por

Destilación

Decantación

Filtración

Centrifugación

Evaporación

Métodos químicos

Métodosfísicos

Para nosotros, materia es todo aquello que constituye a los cuerpos; es la base del universo, ocupa un espacio, tiene masa y energía. La materia se pr esenta en forma muy diversa, pero toda ella tiene la misma estr uctura química: está formada por átomos y moléculas.

La materia se presenta en tres estados de agregación molecular: gaseosa, líquida y sólida. Durante muchos años el hombre trató de explicarse las diferencias entre estos tres estados, así como los fenómenos de evaporación, condensación, fusión y solubi-lidad de las sustancias. Fue hasta fines del siglo xix que se propuso la teoría cinética molecular, la cual establece que el calor y el mo vimiento están relacionados con el comportamiento de las moléculas y explica las propiedades de los estados de la ma-teria. Los postulados de la teoría cinética son:

• La materia está constituida por pequeñas partículas llamadas moléculas.• Las moléculas se encuentran en constante movimiento produciendo energía ciné-

tica que determina la temperatura del cuerpo.• Las moléculas interactúan entre sí, interviniendo fuerzas de atracción (cohesión)

y separación (repulsión) entre ellas.

Mapa conceptual 1.2


En los gases

La distancia entre las moléculas es muy grande y las fuer zas intermoleculares son despreciables. Además, las colisiones entre las moléculas y las paredes del recipiente son perfectamente elásticas (no pierden energía).

Por lo anterior, los gases presentan las siguientes características:

• Expansión Llenan todo el espacio donde se encuentran.• Forma y volumen Indefinidos.• Compresibilidad Se pueden comprimir, esto es, disminuyen su volumen al apli-

cárseles una fuerza.• Baja densidad Las densidades son inferiores a las de líquidos y sólidos.• Miscibilidad Si dos o más gases no reaccionan entre sí, al mezclarlos lo hacen de

una manera uniforme.

Figura 1.7 Modelo del movimiento de una partícula de gas Un disco de hockey viaja en línea recta hasta que choca con el borde de la cancha. Entonces, rebota en línea recta, pero en una nueva dirección. De la misma forma, una partícula de gas se mueve a través del espacio del recipiente que lo contiene, en línea recta. La velocidad del disco de hockey es de alrededor de 1 m por segundo, mientras que la partícula de gas se mueve a una velocidad mucho mayor, de 102 a 103 m por segundo.

13131.2 Materia

En los líquidos

La distancia entre las moléculas es pequeña y éstas cambian de lugar ordenadamente sin ocupar posiciones definidas; es decir , las fuerzas de cohesión y r epulsión se en-cuentran equilibradas.

Por lo anterior, los líquidos presentan las siguientes características:

• Expansión limitada No se expanden indefinidamente como los gases.• Forma No tienen forma definida, adquieren la forma del recipiente que los con-

tiene.• Volumen Presentan volumen fijo sin impor tar la forma del r ecipiente que los

contiene.• Compresibilidad Se comprimen ligeramente cuando ocurr e algún cambio de

temperatura o presión.• Alta densidad Su densidad es mucho mayor que la de los gases.• Miscibilidad Un líquido se mezcla con otro en el cual es soluble.



14

Figura 1.9 Cambios de estado a) En un gas las moléculas se mueven libremente a gran velocidad. Su atracción mutua es muy débil. b) En un líquido las moléculas se atraen fuertemente unas con otras. Están apiñadas pero todavía se pueden mover. c) En un sólido las partículas se atraen fuertemente. Vibran alrededor de sus ejes.

Figura 1.8 Modelo de líquidos a) Las canicas se esparcen hasta llenar el fondo del recipiente. El volumen que ocupan no puede reducirse. b) Cuando se hace girar el recipiente, las canicas se mueven en forma circular. c) Cuando el recipiente se vuelca, las canicas magnetizadas fluyen por la mesa.

En los sólidos

Las moléculas se encuentran más cercanas entre sí. Las fuerzas que predominan entre ellas es la de cohesión. Por tanto, el movimiento de las moléculas consiste en la vi-bración en torno a puntos fijos.

Los sólidos presentan las siguientes características:

• Expansión No se expanden cuando la temperatura varía.• Forma Tienen forma definida.• Volumen Su volumen es definido.• Compresibilidad Los sólidos no se pueden comprimir.• Alta densidad• Miscibilidad Se mezclan con gran lentitud de tal forma que no lo podemos

apreciar.

a)

b)

c)

b) Líquido c) Sólido

Solidificación

Fusión

Evapo

ración

Conde

nsació

n Deposición

Sublimación

a) Gas


Figura 1.10 Redes cristalinasLas redes cristalinas se repiten a través de todo el sólido. Aquí se muestra la red cristalina del sulfuro de plomo (II), que se encuentra en el mineral galena.

15151.2

Materia

Figura 1.11 Estructura de los cristales líquidos a) En algunos cristales líquidos, las moléculas están ordenadas en líneas paralelas. Cuando la sustancia se funde, este ordenamiento se mantiene. b) En otros cristales líquidos, las líneas paralelas de las moléculas están ordenadas en capas. Cuando estas sustancias se funden, las capas permanecen en su lugar.

Otras formas de la materiaEn ocasiones la materia pr esenta algunas formas que no pueden describirse como sólido, líquido o gas. A veces son como sólidos o como gases, en otras se comportan como un líquido. Estas formas de la materia son cristales líquidos, materiales amorfos y plasmas.

Cristales líquidos

Cuando un sólido se funde, se desintegran sus r edes cristalinas y sus par tículas pierden su patrón tridimensional. Sin embargo, cuando algunos materiales, llama-dos cristales líquidos, se funden, pierden su organización rígida sólo en una o dos dimensiones. Por ejemplo, el cristal líquido que se muestra en la figura 1.11, tiene moléculas en forma de bastones. Las fuer zas interpartículas de un cristal líquido son débiles y su ordenamiento se rompe con facilidad. Cuando se rompe la red, el cristal puede fluir como un líquido . Actualmente se usan pantallas de cristales lí-quidos (l cd, por sus siglas en inglés) en relojes, termómetros, calculadoras y compu-tadoras portátiles, porque los cristales líquidos cambian de color a temperaturas específicas.

Pb S Galena PbS

a) b)



16

Materiales amorfos

Un material amorfo tiene una red cristalina fortuita, desarticulada e incompleta. Las ceras, la mantequilla y el algodón de dulce son ejemplos comunes de materiales amorfos. Pese a que estos materiales tienen forma y v olumen fijos, no se clasifican como sólidos, sino como materiales amorfos. En la figura 1.12 se compara la estruc-tura de un sólido con un material amorfo.

Figura 1.12 Un sólido se convierte en un material amorfo a) El dióxido de silicio cristalino, SiO2, tiene una estructura regular de panal. b) Si se funde y luego se enfría rápidamente, el dióxido de silicio pierde su regularidad y se convierte en un material amorfo.


amorfo A (griego) negación y morfo forma.Que no tiene forma.

Figura 1.13 Foco de luz fluorescente Cuando una pequeña corriente eléctrica calienta el electrodo, algunos electrones de éste adquieren suficiente energía para abandonar la superficie y chocar con moléculas del argón gaseoso, que se ioniza. A medida que se liberan más electrones, también se ionizan algunos átomos de mercurio, con lo cual se forma el plasma. Los electrones y los iones mercurio chocan con los átomos de mercurio y sus electrones, excitados, adquieren mayores niveles energéticos. Cuando los electrones excitados regresan a niveles energéticos inferiores, liberan energía en forma de luz ultravioleta invisible. El recubrimiento de los focos fluorescentes absorbe la luz ultravioleta y genera radiación de luz visible.

Plasmas

La forma más común de la materia en el univ erso, pero menos común en la Tierra, es el plasma. El Sol y otras estrellas están formados por plasma, y puede encontrarse también en las luces fluorescentes (figura 1.13). Un plasma es un gas ionizado que conduce corriente eléctrica pero, igual que un alambre conductor común, es eléctri-camente neutro porque contiene el mismo número de electrones libres que de iones positivos. El plasma se forma a temperatura muy elevada, cuando la materia absorbe energía y se separa formando iones positiv os y electrones o, en algunas ocasiones, núcleos atómicos y electrones libres. En las estrellas, la energía que ioniza los gases se produce como consecuencia de reacciones de fusión nuclear.

Si O

ElectrodoRecubrimientode fósforo cristalino

Átomo de mercurio gaseoso

Átomo de argón gaseoso

a) b)

¿Sabías que...?

El oxígeno es el elemento más abundante en la corteza terrestre, pero en el Universo es el hidrógeno.


Propiedades de la materiaCuando un trascabo sube por el terr eno para vaciar su carga, podrías pr eguntarte: “¿Qué es todo ese material?” A pesar de que sabes que todo eso son desper dicios de la vida moderna como papel, vidrio, metal, plástico y más; aún persiste la pregunta: “¿Qué es esto?” Los químicos quieren saber qué es cada porción de materia. ¿De qué está formada (composición)? ¿Cómo están distribuidos sus átomos (estructura)? ¿Qué hará el material ( comportamiento)? Cualquier característica que se pueda usar para describir o identificar un pedaz o de materia es una pr opiedad de ésta. D e hecho, cada sustancia tiene un conjunto de propiedades particulares, del mismo modo que una persona tiene huellas digitales únicas. S i conoces las huellas digitales de una sustancia, la puedes identificar.

Aunque se ha indicado una definición de materia, la mejor forma de reconocerla y describirla es mediante sus propiedades.

Las propiedades de la materia son las características que la identifican; es decir, las diversas formas como son percibidas por nuestros sentidos, por ejemplo, color, olor, densidad, estado de agr egación molecular, punto de fusión, punto de ebullición, etcétera.

Propiedades generales

Las propiedades generales son aquellas características que posee la materia en general, sin importar su estado de agregación molecular. Son propiedades generales:

• Extensión o volumen La materia ocupa un lugar en el espacio. En el vacío no hay materia.

• Peso Es atraída por fuerzas gravitatorias.• Inercia Se opone a cambiar el estado de mo vimiento rectilíneo uniforme o de

reposo en que se encuentre.• Impenetrabilidad Dos cuerpos no pueden ocupar al mismo tiempo el mismo lugar.• Porosidad Entre las partículas que forman la materia existen espacios huecos.• Divisibilidad La materia puede fragmentarse.• Elasticidad Dentro de cierto límite, la materia se deforma cuando se le aplica una

fuerza y recupera su forma original al dejar de aplicarle dicha fuerza.

Propiedades específicas

Como ya se indicó, las anteriores características las posee todo tipo de materia, per o ésta se encuentra formada por infinidad de sustancias que distinguimos debido a que presentan características particulares llamadas propiedades específicas, como son: color, olor, sabor, solubilidad, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, peso especí-fico, etcétera. Por ejemplo, no podríamos difer enciar la sal del azúcar por su color , pero sí las distinguimos por su sabor; el agua se difer encia del alcohol por su olor; el plomo del aluminio, por su densidad; la sal del azufr e, por su solubilidad en agua, etcétera.

Podemos clasificar a las propiedades en físicas y químicas.

Propiedades físicas

Son propiedades físicas aquellas características que pr esenta la materia sin alterar su estructura íntima, es decir , sin transformarse en otras sustancias distintas. Como

17171.2

Materia

Investiga

Tu peso es de 55 kg en la Tierra. Investiga si en la Luna pesarías lo mismo. Encuentra la diferencia entre peso y masa.



18

propiedades físicas podríamos mencionar los cambios de estado, el color , el olor, el sabor, la dureza (propiedades organolépticas); el punto de fusión, el punto de ebulli-ción, la densidad, el peso específico (constantes físicas); la maleabilidad, la ductilidad, la solubilidad, etcétera.

Propiedades químicas

Las propiedades químicas son aquellas que presenta la materia al transformarse de una sustancia a otras diferentes, alterando su estructura íntima. Como propiedades quí-micas podríamos mencionar la combustibilidad, la comburencia, la mayor o menor facilidad con que una sustancia se transforma en otra u otras diferentes, o se combi-na con otras, etcétera.

Clasificación y composición de la materiaAhora bien, para estudiar la materia es necesario un ordenamiento sistemático de la misma. La figura 1.14 indica la clasificación básica de la materia en términos de heterogénea y homogénea.

Materia

Homogénea HeterogéneaMezclas

heterogéneas

SustanciasMezclas

homogéneas Soluciones

Elementos Compuestos

Figura 1.14 Clasificación básica de la materia.


heterogénea Hetero (griego) diferente, otro; genes (griego) origen, fuente.Una mezcla heterogénea es distinta en diferentes puntos.homogénea Homo (griego) lo mismo, semejante; genes (griego) origen, fuente.Una mezcla homogénea siempre es la misma en todas partes.

Materia homogénea y heterogénea

La materia es heterogénea cuando podemos detectar en ella fácilmente, con la ayuda de una lupa o microscopio, dos o más par tes que la forman, cada una de las cuales tiene propiedades distintas. Como ejemplo de materia heter ogénea podemos men-cionar la madera y el granito: en la primera, distinguimos anillos o vetas de diferen-te color y dureza, lo que hace suponer que se trata de div ersas clases de materia; en el granito pueden apreciarse partículas de distinto aspecto, unas brillantes y oscuras que son de mica, otras duras y transparentes que son de cuarzo y algunas traslúcidas y grisáceas que son de feldespato.

La materia es homogénea cuando no podemos distinguir en ella las par tes que la forman; por ejemplo, agua salada, acero, aluminio, sal de cocina, cobre, cal, etcétera.


Sustancias

Las sustancias son aquellas clases de materia homogénea que tienen composición definida e invariable y que presentan las mismas propiedades en todas sus partes. Son sustancias, por ejemplo, el hierro, el agua, la sal, la plata, la cal, pero no el agua sala-da, ya que esta última está formada por sustancias que poseen características diferen-tes (agua y sal) que pueden separarse por medios mecánicos.

Elementos

Por elemento entendemos una sustancia simple, elemental, que puede descompo-nerse en otras más sencillas mediante procedimientos químicos ordinarios. Son ele-mentos el hierro, el aluminio, la plata, el cobre, el carbono, el oxígeno, etcétera. (En la actualidad se conocen 114 elementos.)

En la figura 1.15 podemos apreciar la abundancia relativa aproximada de los ele-mentos en la corteza terrestre y en el cuerpo humano.

19191.2

Materia

Figura 1.15 Composición del cuerpo humano y de la corteza terrestre La composición del cuerpo humano es muy distinta a la de la corteza terrestre. Los números representan los porcentajes en masa de cada componente. Los elementos oxígeno e hidrógeno se encuentran en la corteza y en el cuerpo humano, pero el carbono se concentra en los seres vivos.

Elemento Composición (%)

Oxígeno 46.0Silicio 28.0Aluminio 8.0Hierro 6.0Magnesio 4.0Calcio 2.4Potasio 2.3Sodio 2.1Hidrógeno 0.9Otros 0.3

Compuestos

Un compuesto es una sustancia homogénea que resulta de la unión química de dos o más elementos, por tanto, puede experimentar descomposición ulterior. Son com-puestos: el agua, la sal, el ácido sulfúrico, el dióxido de carbono, el alcohol etílico, el azúcar, el benceno, el butano y cientos de miles más. A las par tes que forman un compuesto se les llama constituyentes; así, por ejemplo, los constituy entes del agua son hidrógeno y oxígeno; de la sal común (cloruro de sodio) son el sodio y el cloro; del ácido sulfúrico son el hidrógeno, el azufre y el oxígeno.

Elemento Composición (%)

Oxígeno 65.0Carbono 18.5Hidrógeno 9.5Nitrógeno 3.3Calcio 1.5Fósforo 1.0Azufre 0.3Otros 0.9



20

Como características de los compuestos podríamos mencionar las siguientes:

• Las partes que los forman pierden sus propiedades originales.• Durante su formación hay manifestaciones de energía.• La proporción de los constituyentes que forman un compuesto es fija.• Los constituyentes sólo se pueden separar por medios químicos. (Compara estas

características con las de las mezclas que se mencionan más adelante.)

Respecto de las características de que los compuestos únicamente se pueden sepa-rar por medios químicos, es posible afirmar que, por ejemplo, al separar los consti-tuyentes del agua se obtienen dos sustancias completamente diferentes. Las otras son gaseosas; una de ellas es combustible (el hidrógeno) y la otra comburente (el oxígeno). Esto indica que el agua se ha transformado en otras sustancias cuya estructura íntima es distinta: ha ocurrido un cambio químico. Al llevarse a cabo esta operación, deci-mos que se ha efectuado el análisis del agua.

Hasta ahora hemos establecido algunos conceptos generales, par tiendo de la cla-sificación de la materia y de que ésta tiene la misma estructura química: está forma-da por átomos y moléculas, pero ¿qué es un átomo?, ¿qué es una molécula?

Cuadro 1.1 Algunos compuestos comunes.

Nombre del compuesto Fórmula Usos

Acetaminofén C8H9NO2 Analgésico

Ácido acético C2H4O2 Ingrediente del vinagre

Amoniaco NH3 Fertilizantes, limpiadores domésticos cuando está disuelto en agua

Ácido ascórbico C6H8O6 Vitamina C

Aspartame C14H18N2O5 Edulcorante artifi cial

Aspirina C9H8O4 Analgésico

Bicarbonato de sodio NaHCO3 Para cocinar

Butano C4H10 Combustible de encendedores

Cafeína C8H10N4O2 Estimulante del café, té y algunas bebidas

Carbonato de calcio CaCO3 Antiácido

Dióxido de carbono CO2 Para carbonatar bebidas gaseosas

Etanol C2H6O Desinfectante, bebidas alcohólicas

Etilenglicol C2H6O2 Anticongelante

Ácido clorhídrico HCl Llamado ácido muriático, limpia morteros para los tabiques

Hidróxido de magnesio Mg(OH)2 Antiácido

Metano CH4 Gas natural, combustible

Ácido fosfórico H3PO4 Saborizante de bebidas

Tartrato de potasio K2C4H4O6 Crema tártara, para cocinar

Propano C3H8 Combustible para cocinar

Sal NaCl Saborizante

Carbonato de sodio Na2CO3 Sosa para lavar

Hidróxido de sodio NaOH Limpieza de cañerías

Sacarosa C12H22O11 Edulcorante

Ácido sulfúrico H2SO4 Ácido de las baterías

Agua H2O Para lavar, cocinar, limpiar


Átomos

El átomo es la partícula más pequeña en que se puede dividir la materia mediante procedimientos químicos, que interviene en los cambios o reacciones químicas.

Moléculas

Para dar respuesta a estas preguntas, consideremos las siguientes sustancias: agua, sal (cloruro de sodio) y oxígeno. Las tres están constituidas por moléculas, es decir, si las dividimos hasta obtener la última partícula de agua, sal y oxígeno, lo que tendríamos sería una molécula de cada una de estas sustancias.

Una molécula de agua es la par tícula más pequeña que sigue siendo agua; una molécula de oxígeno es la partícula más pequeña de esta sustancia que sigue siendo oxígeno. En resumen, una molécula es la menor por ción en que la materia puede dividirse por medios físicos conservando las características de las sustancias.

Dada la pequeñez de estas par tículas es difícil imaginar su tamaño; su diámetr o es del orden de diez millonésimos de milímetro. La unidad para medir las moléculas es el angström.

Å = 1

10 000 000mm = 1×10−10 m

Las dimensiones de las diferentes moléculas dependen de su clase. Para imagi nar su tamaño consideremos una gota agrandada hasta el v olumen de la Tierra, cada molécula de agua tendría aproximadamente el tamaño de una naranja.

En cualquier estado de agregación molecular, éstas no se tocan; entre ellas existen espacios huecos (poros) llamados espacios intermoleculares. La aparente continuidad de la materia se debe al limitado poder separador de nuestros sentidos.

Ahora bien, considerando las moléculas de las sustancias que hemos mencionado como ejemplo (agua, sal y oxígeno), las del agua están formadas por tres partículas más pequeñas; las de sal, por dos y las del o xígeno por dos partículas. Estas partículas que forman las moléculas son los átomos.

La molécula del agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (figura 1.16) la de sal por uno de sodio y otr o de cloro, y la del o xígeno por dos átomos de oxígeno.

Como puedes deducir, las moléculas de agua están formadas por átomos de dis-tinta clase, lo mismo las de sal, ya que estas sustancias son compuestos. Las de oxíge-no, que es un elemento, están formadas por átomos de la misma clase.

En general, los compuestos son sustancias cuyas moléculas están formadas por dos o más tipos de átomos.

Soluciones

El ejemplo mencionado en el apartado “Sustancias” (agua salada), representa lo que en química se llama solución y de acuer do con la figura 1.14, una solución es una mezcla homogénea que puede tener composición v ariable. Fundamentalmente las soluciones constan de dos partes: el disolvente y el soluto. El disolvente es la parte que existe en mayor proporción, y el soluto la que se encuentra en menor pr oporción. Las soluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas, siendo las más comunes las líquidas.

Puede haber soluciones gaseosas, por ejemplo, de gas en gas (air e); de líquido en gas (niebla) y de sólido en gas (humo); líquidas, de gas en líquido (bebidas gaseosas);

21211.2

Materia

Figura 1.16 Dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno forman una molécula de agua.


átomo Atoms (latín), y éste del griego atomos, indivisible o no divisible.Unidad más pequeña en que se puede dividir la materia.

O

H

H2O

H



22

de líquido en líquido (alcohol en agua) y de sólido en líquido (sal en agua), y sólidas, de gas en sólido (hidrógeno en platino), de líquido en sólido (amalgama de plata) y de sólido en sólido (acero).

Cuadro 1.2 Algunas aleaciones comunes.

Nombre de la aleación

Composición como porcentaje en masaUsos

Acero inoxidableHierro (Fe) 73-79%Cromo (Cr) 14-18%Níquel (Ni) 7-9%

Utensilios de cocina, cuchillos, cubiertas inoxidables

BronceCobre (Cu) 70-95%Zinc (Zn) 1-25%Estaño (Sn) 1-18%

Esculturas, películas

LatónCobre (Cu) 50-80%Zinc (Zn) 20-50%

Plateado, adornos

PlateríaPlata (Ag) 92.5%Cobre (Cu) 7.5%

Joyería, vajillas

Oro de 14 kilatesOro (Au) 58%Plata (Ag) 14-28%Cobre (Cu) 14-28%

Joyería

Oro blanco de 18 kilates

Oro (Au) 75%Plata (Ag) 12.5%Cobre (Cu) 12.5%

Joyería

Soldadura (para electrónica)

Estaño (Sn) 63%Plomo (Pb) 37%

Conexiones eléctricas

Mezclas

Hemos visto que las soluciones son mezclas homogéneas y en general podemos definir las mezclas, ya sean homogéneas o heterogéneas, como la materia que resulta de la unión apa-rente (no química) de dos o más sustancias, las cuales reciben el nombre de componentes.

Como característica de las mezclas podríamos mencionar las siguientes:

• Las partes que las forman no pierden sus propiedades originales.• Durante su formación no hay manifestaciones de energía.• La proporción de los componentes es variable.• Sus componentes se pueden separar por medios físicos.

Métodos de separación de mezclas

Existen varios métodos de separación de mezclas y su uso depende de las características de los componentes que las forman. C uando se aprovecha la diferente densidad de los componentes se emplea la decantación, la filtración o la centrifugación.

Decantación En este método se deja reposar durante cierto tiempo una mezcla de com-ponentes sólidos y líquidos, para que la acción de la gravedad los separe (figura 1.17).

Filtración Este procedimiento se basa en el empleo de material por oso que retiene las partículas sólidas, mientras deja pasar el líquido en el que estas partículas estaban en suspensión. Por lo general, el material por oso se acomoda en un embudo para facilitar la separación (figura 1.18).


23231.2

Materia

Centrifugación En ocasiones la sedimentación del sólido es muy lenta y se acelera mediante la acción de la fuerza centrífuga. Se coloca la mezcla en recipientes que se hacen girar a gran velocidad; los componentes más densos se depositan en el fondo (figura 1.19).

Figura 1.17 Decantación Para separar los componentes de una mezcla, se aprovecha la fuerza de gravedad.

Figura 1.19 Centrífuga eléctrica La fuerza centrífuga acelera la sedimentación de los componentes sólidos de una mezcla.

Figura 1.18 Filtración Utiliza un material poroso para separar partículas sólidas de un líquido.

Hay otros procedimientos en los que se aprovecha el diferente punto de ebullición de los componentes: tales pr ocedimientos son la ev aporación, la sublimación y la destilación.

Evaporación Este método se emplea para separar un sólido de un líquido, cuando se quiere recuperar el sólido. Simplemente se calienta la mez cla y al ev aporarse el componente líquido queda el sólido en el recipiente.

Arena

Agua

Aceite

Agua

Aceite

Agua

Filtro

Embudo



24

Figura 1.22 Alambique común para la destilación del agua.

Sublimación Este procedimiento se utiliza para separar al yodo de otros materiales sólidos, ya que el yodo se sublima al calentarlo, es decir, pasa directamente del esta-do sólido al gaseoso y se condensa en una superficie fría (figura 1.20).

Destilación Este método consta de dos procesos fundamentales: evaporación (paso de líquido a vapor) y condensación (paso de vapor a líquido). Mediante este proce-dimiento se puede separar un líquido de un sólido, evaporando el líquido y conden-sándolo en un aparato especial llamado r efrigerante. También se puede separar un líquido de otro (agua y acetona), aprovechando sus diferentes puntos de ebullición. Por este método se obtiene el agua químicamente pura, llamada agua destilada. Ob-serva las figuras 1.21 y 1.22.

Figura 1.21 Destilación Mediante procesos de evaporación y condensación se separan los componentes de una mezcla. En dos líquidos, se aprovecha la diferencia entre sus puntos de ebullición.

Termómetro

Residuo

Desagüe

Condesador

Entrada de agua Destilado

ReceptorTrozos de vidrio o porcelana para impedir la ebullición violenta

Mechero

Rejilla metálica que distribuye

el calor

Salida de agua fría

Agua destiladaEntrada de agua fría

Vapor

Agua en ebullición

Figura 1.20 Sublimación Al calentar el yodo, éste pasa al estado gaseoso y luego se condensa.


25251.2 Materia

Características de los elementos, los compuestos y las mezclasManosa la obra

Materiales y sustancias• mechero• tubo de ensayo• imán• azufre en polvo (2 g)• limadura de hierro (2 g)

Procedimiento

1. Revuelve la mitad del azufre en la mitad del hierro. Ahora tienes: azufre en polvo, hierro en polvo, azufre y hierro revueltos, y sulfuro de hierro.

2. Mezcla parte de la otra mitad del hierro y del azufre y co-lócalo en el tubo de ensayo, ahora caliéntalo con cuidado.

3. Escribe las características que se piden en la tabla de resultados de la página siguiente.

4. Analicemos estas observaciones, en especial, las dos últimas fi las de la tabla mencionada.

a) ¿Es soluble el azufre en bisulfuro de carbono?

____________________________________

____________________________________

b) ¿Se disuelve el hierro en bisulfuro de carbono?

____________________________________

____________________________________

c) Del azufre y hierro revueltos ¿qué parte es la que se disuelve en bisulfuro de carbono?

____________________________________

____________________________________

Hay otro procedimiento que combina algunos de los ya descritos y que r ecibe el nombre de separación por solubilidad. Si, por ejemplo, queremos separar una mezcla cuyos componentes sean sal y carbón en polv o, se le agrega agua que disolverá sólo la sal y, más tarde, la mezcla se filtra para separar el carbón, y el líquido filtrado (agua salada) se separa por evaporación.

Hemos mencionado que la sal, el agua y el carbón (carbono cuando es química-mente puro), son sustancias que en general se dividen en compuestos y elementos (véase figura 1.14).

Separación de compuestos

El análisis es el procedimiento químico que permite conocer los constituy entes de un compuesto. La síntesis es un proceso contrario al de análisis y consiste en formar un com-puesto a partir de sustancias más sencillas.

El análisis puede ser cualitativo o cuantitativo. Es cualitativo cuando sólo interesa conocer la clase de constituyentes que forman un compuesto, y cuantitativo cuando se indica la cantidad de esos constituyentes.

Si la cantidad de los constituyentes se da en unidades de volumen, es análisis cuan-titativo volumétrico y si se da en unidades de peso, es análisis cuantitativo gravimétrico.

Cuando se indica que el agua está constituida por hidr ógeno y oxígeno, se ha hecho el análisis cualitativ o de esta sustancia. S i se determina que en el agua, por cada 2 cm3 de hidrógeno existe 1 cm3 de oxígeno, el análisis es cuantitativo volumé-trico, y será cuantitativo gravimétrico cuando se indica que por cada gramo de hi-drógeno hay ocho de oxígeno.



26

d) ¿Perdió sus propiedades el azufre al revolverse con el hierro?

____________________________________

____________________________________

e) ¿Se disuelve el sulfuro de hierro en bisulfuro de car-bono?

____________________________________

____________________________________

f ) ¿Perdió sus propiedades el hierro al formar sulfuro de carbono?

____________________________________

____________________________________

g) ¿Es atraído el azufre por el imán?

____________________________________

h) ¿Atrae el imán al hierro?

____________________________________

i ) Del azufre y hierro revueltos ¿qué parte es la que atrae el imán?

____________________________________

____________________________________

j ) ¿Perdió propiedades el hierro?

____________________________________

____________________________________

k) ¿Es atraído el sulfuro de hierro por el imán?

____________________________________

____________________________________

l ) ¿Perdió sus propiedades el hierro al formar esta sus-tancia?

____________________________________

____________________________________

5. Ahora toma la mitad del azufre y hierro revueltos y colócalos en un tubo de ensayo.

6. Aplícale calor y espera unos minutos. Después compa-ra la sustancia que se formó con el sulfuro de hierro que tienes. ¿Es la misma sustancia?

____________________________________

____________________________________

7. Acércale un imán.

a) ¿Es atraída por el imán la sustancia que formaste?

____________________________________

____________________________________

b) ¿Hubo desprendimiento de energía cuando ésta se formó?

____________________________________

____________________________________

c) ¿Conservó el hierro sus propiedades?

____________________________________

Azufre Hierro Azufre y hierro revueltos Sulfuro de hierro

Color

Olor

¿Se disuelve el bisulfuro de carbono?

¿Es atraída por el imán?

01-RECIO_QUIMICA_INORG.indd 26 4/20/12 12:58:30 PM

27271.3 Energía

8. Después de comentar con tus compañeros las siguien-tes características, escribe sobre la línea si pertenecen a un elemento, a un compuesto o a una mezcla.

a) El azufre está formado por átomos de la misma clase.

b) El azufre es una sustancia simple.

c) El azufre no se puede descomponer en sustancias más sencillas.

Entonces el azufre es ______________________

a) El hierro está formado por átomos de la misma clase.

b) El hierro es una sustancia simple.

c) El hierro no se puede descomponer en sustancias más sencillas.

Entonces el hierro es ______________________

a) En el azufre y el hierro revueltos hay átomos de distinta clase.

b) El azufre y el hierro se pueden separar fácilmente por medios físicos.

c) El azufre y el hierro al revolverse no pierden sus propiedades.

d) Al revolver el azufre con el hierro no hay manifesta-ciones de energía.

Entonces el azufre y el hierro revueltos son

____________________________________

a) El sulfuro de hierro está formado por átomos de distinta clase que son átomos de hierro y átomos de azufre.

b) El azufre y el hierro no se pueden separar por medios físicos cuando forman el sulfuro de hierro.

c) El azufre y el hierro pierden sus propiedades al formar sulfuro de hierro.

d) Al unirse el azufre con el hierro para formar sulfuro de hierro se presentan manifestaciones de ener-gía.

Entonces el sulfuro de hierro es _____________

1.3 Energía

La energía y su relación con los cambiosSe ha indicado que la masa y la energía están íntimamente relacionadas. Ahora bien, la materia no se encuentra estática, constantemente se generan cambios en ella. Estos cambios pueden ser de orden físico o químico.

Cambios físicos

Son fenómenos físicos aquellos cambios que sufre la materia sin alterar su estructura íntima, es decir, sin que haya transformación de sustancias. Son cambios físicos do-blar un alambre, fragmentar un trozo de madera, los cambios de estado (figura 1.9), etcétera.

Cambios químicos

Los fenómenos químicos son aquellos cambios que producen alteraciones en la es-tructura íntima de la materia, y ocurren cuando una o más sustancias se transforman



28

en otra u otras diferentes. En química denominamos a estos cambios reacciones quí-micas. Son cambios químicos la combustión, la oxidación del hierro, el agriado de la leche, etcétera.

En estos cambios, ya sean físicos o químicos, está pr esente la energía, por lo que no es posible concebirla separada de la masa. U sualmente definimos a la energía como la capacidad para efectuar un trabajo.

La energía mecánica sólo puede existir en dos formas: potencial y cinética.

Energía potencial Es aquella que se encuentra almacenada en un cuerpo en virtud de su posición con respecto a otros cuerpos; es la energía disponible para efectuar un trabajo en un momento dado. Tiene energía potencial desde el punto de vista físico, el agua almacenada en una pr esa, un martillo que se encuentra a cier ta altura, un resorte de acero, etcétera; y desde el punto de vista químico, podemos indicar que toda la materia posee energía en estado potencial a la que se llama energía química, la que se manifiesta cuando las sustancias reaccionan.

Energía cinética Es la que tienen los cuerpos en virtud de encontrarse en movimien-to. La energía cinética depende de dos factores: la masa y la velocidad.

Cuando ocurre la transformación de energía potencial a cinética, apar ecen las manifestaciones de energía que conocemos (calor , luz, electricidad, sonido, energía nuclear, energía química, etcétera).

Por ejemplo, el agua almacenada en una presa (Ep) al poner en movimiento (Ec) a una planta hidroeléctrica produce electricidad, la que en nuestr os hogares puede transformarse en calor, sonido, luz, etcétera. Podemos mencionar también el sistema de sustancias que forman un cerillo, las que poseen Ep en reserva (energía química) que al reaccionar produce luz y calor.

provoca

Cambios

que son

Físicos

Químicos

Nucleares

Potencial y Cinética

Energía eléctrica

Energía luminosa

Energía calorífi ca

Energía sonora

Energía química

Energía nuclear

Energía mecánica

Energía magnética

existe en forma

Energía

sus manifestaciones son

Mapa conceptual 1.3

¿Sabías que...?

La energía hidroeléctrica se origina por el movimiento del agua, y la energía termoeléctrica por la combustión del material fósil,como el carbón o los derivadosdel petróleo.


La energía que inter viene en las r eacciones químicas casi siempr e es calorífica, aunque en ocasiones incluye energía eléctrica o luminosa.

Las reacciones químicas se denominan exotérmicas cuando hay desprendimiento de calor y endotérmicas cuando lo absorben.

La rama de la química que estudia exclusivamente la energía calorífica que acom-paña a un proceso químico se denomina termoquímica.

La unidad que se emplea para medir el calor es la caloría. Una caloría es la canti-dad de calor necesario para elev ar 1°C la temperatura de un gramo de agua; 1 000 calorías constituyen una kilocaloría (kcal). La caloría corresponde al sistema métrico de unidades. En el Sistema Internacional de Unidades (si) la unidad deriv ada de energía es el joule (J).

1 cal = 4.184 J

El calor específico (Ce), propiedad específica de la materia, es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia.

Ce = cal/g°C

En el caso del agua es de 1 cal/g°C.

Figura 1.24 Una reacción endotérmica Cuando los dos compuestos tiocianato de amonio y octahidrato de hidróxido de bario se mezclan, se produce una reacción en la cual se absorbe el calor de los alrededores. El matraz se enfría tanto, que si en el fondo del matraz hubiera una película de agua ésta se congelaría haciendo que el matraz se adhiera a un bloque de madera.

29291.3

Energía

Figura 1.23 Una reacción exotérmica La energía liberada durante una explosión de nitroglicerina rompe y mueve las rocas. La compleja molécula de nitroglicerina es transformada en cuatro productos gaseosos: dióxido de carbono, nitrógeno, oxígeno y vapor de agua.

Sustancia J/g°C

Alcohol etílico 2.138

Hielo 2.03

Aluminio 0.88

Hierro 0.45

Plata 0.24

Mercurio 0.14

Oro 0.13

Cuadro 1.3 Calor específico de algunas sustancias.



30

La cantidad de calor que se requiere para elevar la temperatura de cierta cantidad de materia se calcula multiplicando la masa (m) por el cambio de temperatura (∆t) por el calor específico (Ce). Las unidades empleadas son: para la masa (m), el gramo (g), para la temperatura (∆ t), el grado Celsius (°C) y para el calor específico (cal/g°C). (El símbolo ∆ es la letra griega “ delta” y se emplea para indicar la v ariación entre dos cantidades.)

Problemas resueltos

1. ¿Qué cantidad de energía calorífica, en joules y en calorías, se r equiere para calentar un pedazo de hierro cuya masa es de 1.3 g de 25°C a 46°C?

Solución

Al consultar el cuadro 1.3 sabemos que el calor específico del hierro es de 0.45 J/g°C. Sustituimos los valores conocidos en:

Calor = m Δt Ce

= (1.3 g) (46C – 25°C) (0.45 J/g°C) = (1.3 g) (21°C) (0.45 J/g°C) = 12 J

y sabiendo que 1 cal = 4.184 J, entonces:

12 J ⋅1 cal4.184 J

= 2.87cal

Se necesitan 12 J o 2.87 cal.

2. Una muestra de metal puro de 2.8 g requiere 10.1 J de energía para que su temperatura cambie de 21°C a 36°C. ¿De qué metal se trata?

Solución

En este caso necesitamos investigar el Ce.

Calor = m Δt Ce

Entonces:

C e = Calor

m Δt

Sustituyendo, tenemos:

C e = 10.1 J(2.8 g) (36� C − 21�C)

= 10.1 J(2.8 g) (15�C)

= 10.1 J42 g �C

= 0.24 J / g �C

Al consultar el cuadro 1.3 sabemos que la muestra se trata de plata.


Ejercicios

1. ¿Cuántos joules se necesitan para elev ar la temperatura de 7.40 g de agua de 29.0°C a 46°C?

2. Calcula las calorías necesarias para elev ar la temperatura de 10 g de aluminio de 15°C a 35°C.

3. Una muestra de 12.5 g de una aleación r equiere 145 J para elev ar su temperatura de 25°C a 110°C. Calcula el calor específico de la aleación.

En general, las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones que sólo se refieren a la transformación de las sustancias, pero no indican el cambio de energía que tiene lugar en ellas. Cuando en esas ecuaciones se indica, en el segundo miem-bro, el calor producido o absorbido, reciben el nombre de ecuaciones termoquímicas. Por ejemplo:

H2SO4(ac) + Zn(s) → ZnSO4(ac) + H2(g) + 37.63 kcal*1

2H2(g) + ½O2 (g) → H2O(l) + 68.32 kcal

C(s) + O2(g) → CO2(g) + 94.05 kcal

BaO2(s) → BaO(s) + ½O2(g) – 18.6 kcal

H2O(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) + ½O2(g) – 27.36 kcal

Así, las tres primeras reacciones son exotérmicas, mientras las dos últimas son en-dotérmicas. Observa el signo positivo en las exotérmicas y el signo negativ o en las endotérmicas.

Conservación

Leyes de conservación

En una reacción química con desprendimiento de energía, la masa no se altera, de ahí que Antoine Laurent Lavoisier, al introducir el uso de la balanza para el estudio de los cambios químicos, haya establecido la ley que lleva su nombre o ley de la con-

* La abreviatura (ac) signifi ca que la sustancia se encuentra en solución acuosa, (l) en forma de líquido, (s) como sólido y (g) en estado gaseoso.

Figura 1.25 Conservación de la masa (átomos) Dos moléculas de agua contienen dos áto-mos de oxígeno y cuatro átomos de hidrógeno. Cuando se descomponen, forman una molécula de oxígeno que tiene dos átomos de oxígeno y dos moléculas de hidrógeno que contiene cuatro átomos de hidrógeno. Como toda la materia está compuesta de átomos y el número de átomos es el mismo antes y después del cambio químico, puedes decir que la materia se conserva.

31311.3

Energía

Átomo de hidrógeno

Moléculas de agua Moléculas de hidrógeno Moléculas de oxígeno

Átomo de hidrógenoÁtomo de oxígeno

Átomo de oxígeno

+


servación de la masa : “En todo cambio químico, la cantidad de materia antes de efectuarse dicho cambio, es la misma que r esulta después de que se efectúa.” Se co-noce más comúnmente de la siguiente manera: “La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.”

Una ley semejante a la de la conservación de la energía indica que: “La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma.”

En 1905, el destacado científico Alber t Einstein estableció que una pér dida en masa corresponde a un desprendimiento de energía, y concluyó que “la masa es de por sí transformable en energía”. La fórmula que establece esta relación es:

E = mc2

donde E = energía, m = masa y c2 = el cuadrado de la velocidad de la luz.Como c tiene un valor muy grande (300 000 km/s), un valor muy pequeño de m

corresponde a una cantidad muy grande de energía (E).Por ejemplo, un gramo de materia que se transforma totalmente en energía “man-

tendría encendido un foco de 100 watts durante 40 000 años ”. La energía liberada en las reacciones nucleares es tan grande, que resulta ser la fuerza más potente cono-cida hasta ahora.

Las reacciones nucleares son de fisión. Se llama fisión al proceso de escisión (divi-sión) de un núcleo pesado en dos partículas aproximadamente iguales. La fusión es el proceso opuesto a la fisión y consiste en fundir (unir) átomos ligeros para formar otro u otros de más peso. Por ejemplo:

Fisión de uranio

92235U + 0

1n → 56143Ba + 36

90 Kr + 3 01n + 4.6 ×1012 cal/mol

Fusión del hidrógeno


32

Figura 1.26 Fisión del uranio En esta fisión se produce una reacción en cadena: un neutrón entra en el núcleo de uranio-235 y provoca la división del núcleo en núcleos más pequeños. Al mismo tiempo se liberan más neutrones que a su vez son absorbidos por otros núcleos de uranio.

9 neutronesliberados

14156 Ba

9236 Kr

14156 Ba

9236 Kr

14156 Ba

9236 Kr

3 neutronesliberados

Núcleo de 9236 Kr

Núcleo de 14156 Ba

Núcleo de 23592 U

Un neutrónse aproxima

3 neutrones más de 235

92 U


12 H + 1

3H → 24 He + 0

1n + Energía

Lo indicado anteriormente ha llevado al hombre a unificar las leyes de la conser-vación de la masa y de la conservación de la energía en una sola, que establece: “En cualquier reacción la masa-energía de los reactores (sistema inicial) es la misma que la masa-energía de los productos (sistema final).” A esta ley se reconoce como ley de la conservación de la materia. La comprobación experimental de la ecuación de Eins-tein (E = mc2), tuvo lugar en forma trágica en la llamada bomba atómica.

En la actualidad, es de gran impor tancia para la humanidad la pr oducción de energía por reacciones de fisión nuclear que se utilizan con fines pacíficos en plantas eléctricas, industrias, barcos, naves espaciales, etcétera.

33331.3

Energía

Figura 1.27 Fusión del hidrógeno Cuando un núcleo de hidrógeno-2 (deuterio) y uno de hidrógeno-3 (tritio) experimentan una fusión nuclear, se forma un núcleo de helio-4 y un neutrón.

3333

21 H 3

1 H 42 He n1

0+ +

++

Fuentes de energía

Las fuentes de energía primarias son aquellas donde un recurso natural se aprovecha directamente para producir energía. Dentro de éstas encontramos: la energía prove-niente del Sol, el petróleo, el carbón natural y el átomo.

La electricidad es una fuente secundaria, ya que se obtiene mediante la transfor-mación de fuentes primarias a través de procesos físicos, químicos o nucleares.

Las plantas termoeléctricas producen electricidad mediante el calor que se produce usando combustibles como el carbón y el petr óleo. Mientras que las plantas hidro-eléctricas la producen aprovechando el movimiento del agua. Las nucleoeléctricas aprovechan para producir la fisión del átomo del uranio.

Casi toda la energía proviene del Sol; por ejemplo, para producir electricidad con las llamadas celdas solares como las que hacen funcionar a algunas calculadoras. N o obstante, la eficiencia de estas celdas es r elativamente baja, está sujeta a v ariaciones estacionales y es obstr uida por la pr esencia de nubes. P or ello, se inv estiga cómo convertirla en una fuente común de electricidad para el consumo humano.

Otra forma de aprovechar la energía solar consiste en utilizar los vientos, la energía eólica, que hacen girar grandes aspas montadas en una torre, y que conectadas a una turbina pueden producir electricidad.

Energía limpia

Las dos formas de energía citadas pr oducen lo que se denomina energía limpia, lo cual no ocurre al utilizar carbón o petróleo.

3333



3434

En la actualidad, la mayor parte de la energía que utilizamos proviene de reaccio-nes químicas como la combustión de sustancias fósiles (carbón y petr óleo). Es la forma más barata; sin embargo, ha contribuido en gran medida a la contaminación del ambiente al producirse gases como el bióxido de carbono (CO2) cuyo exceso en la atmósfera produce el efecto invernadero; además del monóxido de carbono (CO) que es altamente tóxico y óxidos de nitrógeno y azufre que son los causantes de la “lluvia ácida” que deteriora el ambiente por su acción corrosiva. El dióxido de azufre (SO2), al contacto con el oxígeno (O2) del aire produce trióxido de azufre (SO3), el cual, al reaccionar con el v apor de agua que existe en la atmósfera, forma el ácido sulfúrico (H2SO4), uno de los ácidos más fuertes.

No olvidemos que tanto el petróleo como el carbón mineral son recursos natura-les no renovables y de continuar su explotación, como se ha v enido haciendo, se agotarán.

Actualmente se investiga para producir combustibles que no provengan del petró-leo o que no sean obtenidos en laboratorios químicos; por ejemplo, en gas metano y alcoholes aprovechando la fermentación de la materia orgánica, ya que al entrar en combustión producen una cantidad considerablemente menor comparada con la combustión de la gasolina. También se ha estudiado el uso de la combustión de hidrógeno para producir energía. Esta combustión es la menos contaminante, ya que cuando el hidrógeno reacciona con el oxígeno sólo se produce agua.

En resumen, la energía solar constituirá un recurso importante en lo futuro, debi-do a que, como se indicó anteriormente, genera “energía limpia”.


35351.3 Energía

Materiales y sustancias

• vela • plato hondo• cerillos • cápsula de porcelana• tubo de ensayo • popote• matraz Erlenmeyer• solución de hidróxido de

calcio (agua de cal, 200 mL)

Procedimiento

1. Enciende la vela.

2. Colócala horizontalmente de tal manera que caigan varias gotas en el centro del plato.

3. Coloca inmediatamente la base de la vela sobre esas gotas antes de que se solidifi quen, con el fi n de fi jarla de manera fi rme.

4. Observa y contesta:

a) Dibuja la flama y descubre las regiones que aprecias; indica su aspecto o color.

b) ¿Conserva la parafina su estado físico?

____________________________________

c) ¿Qué es lo que se quema y en qué forma ocurre la combustión?

____________________________________

____________________________________

____________________________________

5. Coloca sobre la fl ama una cápsula de porcelana sin tocar la parafi na o el pabilo, retírala y observa lo que se depositó.

a) ¿Qué color tiene? _______________________

b) ¿Qué sustancia supones que es? ____________

6. Vierte en el tubo de ensayo la solución de hidróxido de calcio hasta que se cubra la tercera parte.

7. Haz una inspiración profunda con el popote y usando el tubo burbujea lentamente el gas que expeles en esa solución.

a) ¿Qué color toma? _______________________

b) ¿Qué gas se expele durante el proceso respiratorio?

___________________________________

8. El dióxido de carbono reacciona con el hidrógeno de calcio contenido en el tubo de ensayo formando carbo-nato de calcio, el cual hace que se enturbie la solución.

9. Vierte el agua en el recipiente que contiene la vela de manera que suba poco más de 1 cm.

10. Coloca el matraz Erlenmeyer invertido sobre la vela de tal modo que quede bajo la superfi cie del agua.

a) ¿Se extiende la llama? ____________________

b) ¿Qué más observaste? ___________________

c) ¿Qué componente del aire permite la combustión?

____________________________________

¿Qué ocurre cuando una vela se quema?Manosa la obra



36

Compuestos químicos naturales contra productos sintéticosLectura

¿Son mejores las vitaminas, los fármacos y otras sustancias na-turales que las purificadas o las sintéticas que producen las compañías farmacéuticas? Algunos empaques de vitaminas tie-nen un rótulo que dice completamente natural. Casi todas estas vitaminas se extraen de fuentes vegetales o animales.

Cuando tienes dolor de cabeza, ¿qué tomas para calmarlo, una taza de corteza de sauce o dos aspirinas? Los ingredientes activos de los dos remedios tienen estructuras químicas se-mejantes y los dos alivian el dolor de cabeza, pero el ácido salicílico, el compuesto químico de la corteza del sauce, pro-duce varios efectos colaterales dañinos, como dolor de estó-mago, por ejemplo. Con la aspirina ocurre lo mismo, pero es un analgésico más eficaz y se puede tomar en dosis más ba-jas. La corteza del sauce contiene además otras sustancias químicas.

Curar el cáncer Los científicos descubrieron que el taxol, una sustancia química que se encuentra en la corteza del ár-bol del tejo del Pacífico, disminuye el tamaño de los tumores cancerosos de ovarios y mamas en 30 por ciento.

Este hallazgo traería como consecuencia que al presentar dicho fármaco gran demanda podría destruir la población de árboles del tejo, por tal razón se comenzaron a buscar otras fuentes de taxol. Los investigadores Andrea y Donald Stierle descubrieron un hongo que crece en el tejo y que produce taxol. Otros encontraron que las agujas del tejo europeo con-tienen un compuesto químico semejante al taxol. Los quími-cos intentaron descifrar la estructura del taxol, y en 1994 lograron obtener taxol puro en el laboratorio.

¿Cuál taxol es mejor: el purificado naturalmente o el sinté-tico? En realidad, la estructura química y la pureza de ambos es idéntica; sin embargo, el hecho de que se pueda sintetizar taxol es una gran ventaja porque las compañías farmacéuticas pueden producirlo a menor costo y quizá modificar su estruc-tura para aumentar su eficacia.

1. Investiga si el uso del taxol pudiera ser una amenaza para el árbol del tejo del Pacífico y si el riesgo aún es preocu-pante.

2. Construye ¿En qué se parecen las estructuras del ácido sali-cílico y del ácido acetilsalicílico (aspirina)? ¿En qué difieren?

3. Analiza las ventajas y desventajas del uso de las yerbas medicinales, de los fármacos naturales purificados y de los fármacos sintéticos.

Adaptada de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, McGraw-Hill Interamericana

Editores, México, 2007, p. 32.

Figura 1.28 Compuestos químicos naturales contra sintéticosEn caso de un fuerte dolor de cabeza, ¿qué preferirías tomar, una aspirina o una taza de té de corteza de sauce?

Después de años de investigación, los científicos produje-ron aspirina en el laboratorio a partir de ácido salicílico y an-hídrido acético, contiene un solo ingrediente activo, el ácido acetilsalicílico. La aspirina no es una sustancia pura, su estruc-tura es distinta y no produce el dolor de estómago tan agudo que provoca el ácido salicílico.

Nuevos fármacos Cuando los científicos descubren en la naturaleza un nuevo compuesto químico que puede ser un tratamiento potencial o curar una enfermedad, ¿qué se hace? El procedimiento para elaborar fármacos seguros y eficaces es el siguiente: aislar y purificar el fármaco, determinar su com-posición y estructura, investigar cómo sintetizarlo, buscar una manera fácil y económica de producirlo en grandes cantida-des y tratar de cambiar la composición y estructura del com-puesto original para mejorar el modelo de la naturaleza.


I. Anota en el paréntesis el inciso correcto y escribe en la línea la respuesta que complete la cuestión.

1. Fundamentalmente, la química estudia… ( )

a) la energía b) el núcleo atómico c) los alimentos d) la materia

2. La fotosíntesis es un ejemplo en el que se relaciona la química con la… ( )

a) física b) biología c) matemáticas d) astronomía

3. Necesidad básica del hombre que se satisfacecon el uso del cemento, entre otros productos… ( )

a) alimentación b) comunicación c) habitación d) vestido

4. Estudia los compuestos del carbono. ( )

a) química orgánica b) química inorgánica c) química analítica d) química general

Palabras clave

Lo que aprendí

átomo, 21calor específi co, 29caloría, 29ciencia, 4compuesto, 19cristal líquido, 15elemento, 19energía, 28energía limpia, 33fenómeno físico, 27fenómeno químico, 27fi sión, 32

fuentes de energía, 33fusión, 32gas, 13heterogénea, 18homogénea, 18ley de la conservación de

la materia, 33líquido, 13materia, 12material amorfo, 16método científi co, 4mezcla, 22

molécula, 21plasma, 16propiedad de la materia, 17química, 6reacción endotérmica, 29reacción exotérmica, 29sólido, 14solución, 21sustancia, 19teoría, 4teoría cinética molecular, 12

3737Lo que aprendí



38

5. Constituyente de los �� que contribuyea la reducción de la capa de ozono… ( )

a) fl úor b) hidrógeno c) cloro d) carbono

6. Tiene volumen y forma defi nidos… ( )

a) gas natural b) alcohol c) agua d) oxígeno

7. Materia cuyas partes se pueden separarmediante procedimientos físicos… ( )

a) compuesto b) elemento c) solución d) sustancia

8. Materia cuyas partes se pueden separarmediante procedimientos químicos… ( )

a) compuesto b) elemento c) solución d) mezcla

9. Ejemplo de elemento químico… ( )

a) alcohol b) agua c) sal de cocina d) dióxido de carbono

10. Sustancia que está formada por átomosde la misma clase… ( )

a) hierro b) agua c) azúcar d) monóxido de carbono

11. Escribe sobre la línea si el enunciado se refi ere a ener-gía potencial o energía cinética.

a) Una cucharada de azúcar __________________

b) Hule de un globo infl ado

c) Un aerolito

d) Un litro de gasolina

e) Una roca en lo alto de una montaña

f) Un automóvil en movimiento

12. Indica qué cambios o manifestaciones de energía ocurren en los siguientes casos:

a) Al encender la radio

b) Al quemar un trozo de carbón

c) Al usar un soplete de oxiacetileno

d) Al prender una linterna

13. Escribe a la derecha de cada enunciado, si se trata de un fenómeno físico o químico.

a) La oxidación de un clavo de hierro

b) La evaporación del agua

c) La formación de nubes

d) Una vela quemándose

e) El empañamiento de la plata

14. Escribe un ejemplo de cómo el hombre utiliza para su benefi cio los cambios de la materia.

a) Físicos

b) Químicos

c) Nucleares


3939Lo que aprendí

15. Se tiene una mezcla formada por azufre, sal de cocina y agua. Enumera en orden los procedimientos que emplearías para separar estos componentes.

decantación

fi ltración

sublimación

evaporación

destilación

centrifugación

separación por solubilidad


Unidad 2


2.1 Partículas subatómicas y modelos atómicos

Lectura Los monitores para TV y computadoras y las luces de neón

Manos a la obra Espectros de emisión

2.2 Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuánticos

2.3 Confi guraciones electrónicas

2.4 Tabla periódica

Lectura Cuentos de isótopos

Manos a la obra Distribución electrónica

2.5 Principales familias de elementos

Lectura Los fl uoruros y la caries dental


Los átomos son los bloques de construcción de la materia, pero éstos son grandes pedazos de vacío, ya que si imaginamos a uno de ellos del tamaño de una casa, su núcleo tendría la proporción de una canica, que es donde se concentra la masa del átomo.

Estructura atómica y tabla periódica



El estudiante explicará la estructura y propiedades del átomo identifi cándolo como partícula

fundamental de la materia, reconociendo su importancia, describiendo e interpretando los

experimentos que llevaron a establecer los modelos atómicos y resaltando la importancia de

la clasifi cación de los elementos químicos, para que de manera crítica y responsable valore

el uso de modelos y las implicaciones de las investigaciones atómicas en el desarrollo de la

disciplina y sus repercusiones en la sociedad.


IntroducciónAunque no podemos verlos toda la materia está formada por átomos. En esta unidad estudiaremos con detalle cómo es su estructura y el llenado de los subniveles electró-nicos. Hablaremos de la clasificación de los elementos químicos a la que se le llama tabla periódica y en ella identificaremos a los elementos r epresentativos, de transi-ción y de transición interna, además localizaremos por sus propiedades a los metales, metaloides, no metales y gases nobles.



ciencia Scientia (latín) conocimiento.Conjunto de métodos y técnicas para adquirir y organizar conocimientos sobre un cúmulo de fenómenos objetivos.

1. Menciona las partículas fundamentales que forman el átomo.

2. ¿Qué entiendes por radio?

3. Describe o dibuja lo que para ti es un átomo.

4. ¿Qué entiendes por incertidumbre?

5. Escribe lo que recuerdes de la tabla periódica.

6. ¿A qué te refi eres cuando hablas de un grupo en la vida cotidiana?

7. ¿Qué entiendes por símbolo?

8. Escribe el nombre y símbolo de diez elementos químicos.

9. ¿Dónde has oído de semiconductores en tu vida diaria?

¿Cuánto sabes?

Átomose presenta mediante

Modelos

consta de

Núcleo Envoltura

como los de

formado por formada por

Protones Neutrones Electrones

Dalton

se les llama

Nucleones

Thomson

Rutherford

Bohr

Sommerfeld

Moderno

Mapa conceptual 2.1


Estructura básica del átomoEn la actualidad sabemos que el átomo consta de dos partes: el núcleo y la corteza o envoltura. Las partículas que interesan en el estudio de química general son el elec-trón, el protón y el neutrón, a las que llamamos partículas subatómicas fundamentales (figuras 2.1 y 2.2).

Partículas subatómicas fundamentalesA continuación se describen estas partículas subatómicas:

• Electrón Los electrones son estables y forman la envoltura del átomo, su masa es prácticamente nula (9.11 × 10–28 g o 1/1830 la masa de un átomo de hidr ó-geno).

• Protón Es estable y forma parte del núcleo de todos los átomos; su carga eléctrica es positiva y su masa es de 1.67 × 10–24 g.

• Neutrón Junto con los protones, los neutrones constituyen el núcleo de los áto-mos (debido a esto a ambas par tículas se les llama nucleones). Los neutr ones no tienen carga eléctrica y su masa es ligeramente may or a la del pr otón (1.675 × 10–24 g).*

* María del Consuelo Alcántara Barbosa, Química inorgánica moderna, México, ecl aisa, p . 68.

Figura 2.1 Los electrones y protones son las unidades fundamentales de carga. La materia es de naturaleza eléctrica.


Figura 2.2 Partículas fundamentales de los átomos.

Electrón(e–)

–+

Protón(p+)

Neutrón(n)

Electrones(carga negativa)

Protones(carga positiva)


Modelo atómico de DaltonYa hemos indicado que el átomo está constituido por un núcleo positiv o formado por protones y neutrones, rodeado por una env oltura o corteza de electrones. Sin embargo, para llegar a esta conclusión, el hombre tuvo que seguir un camino bastan-te laborioso.

A la civilización griega le debemos el concepto filosófico de átomo. Hace más de 2000 años el filósofo griego Demócrito, entre otros, indicó que al dividir la materia se tendría que llegar a una última par tícula, la cual ya no se podría dividir; a ésta la llamó átomo, palabra que significa “indivisible”.

Esta idea cayó en el olvido al no demostrarse, y fue hasta los años 1803-1808 que el químico inglés John Dalton la hizo renacer para explicar las r elaciones de masa que guardan entre sí todas las sustancias.

La teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes enunciados:

1. Las sustancias simples (elementos) están formadas por la unión de átomos iguales, cuyo peso es invariable y característico.

2. Las sustancias compuestas se forman al unirse átomos de diversos elementos, áto-mos que nunca se dividen, sino que entran enteros en la combinación formada.

3. Todos los átomos de un elemento son exactamente iguales entre sí, par ticu larmen-te en peso, pero diferentes a los átomos de otros elementos.

Aun cuando en la actualidad conocemos ciertas inexactitudes de la teoría atómica de Dalton, su importancia es indiscutible e influyó, de manera extraordinaria, en la forma de pensar de los químicos durante más de un siglo.

Después de Dalton y principalmente a finales del siglo xix, se realizaron descubri-mientos muy importantes.

Rayos catódicos

En 1875, sir Wiliam Crookes inventó el tubo de rayos catódicos (figuras 2.4 y 2.5). Los rayos catódicos son electrones que se dirigen del cátodo (–) al ánodo (+).

¿Sabías que...?

Demócrito creía que la materia estaba formada por pequeñas partículas indivisibles llamadas átomos.

Figura 2.3 Representación del átomo de Dalton. Se caracteriza por su masa.

Figura 2.4 Tubo de rayos catódicos.

Figura 2.5 Tubo de rayos catódicos con rehilete.

Unidad 2 Estructura atómica y tabla periódica

44

A la bomba de vacío

–

+

+

Fuente de corriente eléctrica

de alto voltaje

– +


Rayos canales

Fueron descubiertos por Goldstein en 1886. Al hacer una horadación en el cátodo observó que era atravesado por partículas positivas a las que llamó rayos canales.

* A. Garritz y J.A. Chamizo, Química, Addison-Wesley Iberoamericana, 1994, pp. 338-339.

Figura 2.6 Rayos canales. a) En un tubo de rayos catódicos los electrones viajan del cátodo al ánodo. b) En su trayectoria pueden chocar con átomos (o moléculas) del gas remanente en el tubo. La colisión da por resultado iones positivos que tienden a viajar hacia el electrodo negativo. c) Como el cátodo está horadado, algunos iones acelerados lo atraviesan, y d) forman los rayos canales que se detectan en la pared del tubo.*

Figura 2.7 Rayos Röntgen.

Rayos Röntgen (rayos X)

En 1895, Wilhelm Conrad Röntgen descubrió unas radiaciones electr omagnéticas que se producían cuando los rayos catódicos chocaban con un metal. La longitud de onda de estas radiaciones es mil veces más pequeña que la luz visible, además, pue-den atravesar sustancias y no son desviadas por campos eléctricos o magnéticos. Röntgen llamó a estas radiaciones rayos X (figura 2.7).


Electrodopositivo

a)

+

+++

+ +

–

– –

– ––

+ –

b)

Electrodonegativo

++

+ ++ +

+

+

++

+ ++

+

++

+

+ –

+ –

c)

d)

Rayos canales

Rayos canales

Brillo tenue

Electrones de alta energía

ÁnodoCátodo

Fuente de electrones

Rayos X, cuyafrecuencia puedemedirse para conocerel número atómicodel elemento en el ánodo

La frecuencia de losrayos X estárelacionada conel número atómico

+–


Investiga

La luz recorre 300 000 km en un segundo, un año luz es la distancia que recorre la luz en un año. Si un año tiene 365 días; un día, 24 horas; 1 hora, 60 minutos, y 1 minuto, 60 segundos, ¿qué distancia recorre la luz en un año?

Seguramente en tu casa hay un televisor y, tal vez, una computadora. La televisión te permite ver noticias tanto de tu país como de otras partes del mundo, o algún otro pro-grama favorito. Y con la computadora puedes hacer trabajos para la escuela, buscar información en Internet, o platicar con amigos que no conoces y que se encuentran en otras ciuda-des o en otros países. Pero, te has preguntado ¿cómo sería tu vida sin estos aparatos tan comunes hoy en día?

Los inventos de Joseph John Thomson, físico inglés, per-mitieron la construcción de los monitores para el televisor y la computadora. Él descubrió que los átomos contienen elec-trones mediante un dispositivo llamado tubo de rayos cató-dicos (��). El tubo de rayos catódicos es un tubo de vidrio sellado, tiene gas y placas metálicas separadas conectadas con alambres externos (véase la figura 2.4). Cuando se aplica una fuente de energía eléctrica a las placas se produce un haz luminoso.

Thomson, quien obtuvo el premio Nobel de física en 1906, descubrió que ese haz luminoso lo originaba una corriente de partículas con carga negativa procedentes de la placa metálica. En todos sus experimentos obtuvo el mismo tipo de partículas negativas, que ahora llamamos electrones.

La pantalla del televisor o el monitor de la computado-ra se componen de un tubo de rayos catódicos; aquí los electrones chocan contra una pantalla que contiene com-puestos químicos que brillan cuando los golpean los elec-trones de movimiento rápido. Para lograr imágenes de color en las pantallas de los ��, se utilizan diversos com-puestos que emiten colores distintos al ser golpeados por los electrones.

Pero el tubo de rayos catódicos de Thomson no sólo dio como resultados la pantalla de �� y el monitor de computadora, sino muchas aplicaciones más.

Por ejemplo, los anuncios de “neón” constan de tubos de rayos catódicos de diámetro pequeño con distintos ti-pos de gases para producir colores diferentes. Cuando el gas del tubo es neón, el tubo brillará con un color rojo-ana-ranjado; si se trata de argón, adquiere luminosidad azulosa. La presencia del kriptón genera una intensa luz blanca.

Ahora sabes que gracias a Thomson se pudieron construir los monitores para el televisor y la computadora, y también los anuncios luminosos.

Adaptado de Steven Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed., McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 93.

Los monitores para tv y computadoras y las luces de neónLectura

Radiactividad

En 1896, el físico francés Henri Becquerel al observar que una placa fotográfica cubier-ta con una envoltura opaca se ennegrecía al colocar cerca de ella pechblenda (un com-puesto de uranio), descubrió la radiactividad. Radiactividad es el nombr e de la propiedad que tienen ciertas sustancias de emitir partículas alfa, rayos beta y gamma.

Rayos alfa (𝛂)Son núcleos de helio ionizados (dos neutrones y dos protones), por lo que es más correcto llamarlos partículas alfa. Su velocidad es apr oximadamente 1/15 de la velocidad de la luz. Forman la mayor parte de la emisión de una sustancia radiac-tiva, sufren poca desviación bajo la acción de un campo magnético, su poder de penetración es menor que el de las otras radiaciones, per o actúan enérgicamente en la ionización de los gases.

Rayos beta (𝛃)Son electrones que tienen una gran v elocidad, próxima a la de la luz, y un campo magnético los desvía fuertemente; son más penetrantes que los rayos alfa.


46


Rayos gamma (𝛄)Son semejantes a los rayos X, pero con un gran poder de penetración; no son desvia-dos por la acción de un campo magnético.

Modelo atómico de ThomsonEn 1897, el físico inglés J oseph John Thomson descubrió que los ray os catódicos pueden ser desviados por un campo magnético, y los consideró como partículas eléc-tricamente negativas que existen en toda la materia y los llamó electr ones; Thomson destacó la naturaleza eléctrica de la materia. P ara 1910, su modelo del átomo era el más aceptado, y se representaba como una esfera de electricidad positiv a cuyos elec-trones se encontraban dispersos como pasas en un pastel, per o todavía concebía al átomo como una partícula material compacta e indivisible.

El descubrimiento de los ray os X, la radiactividad y los trabajos r ealizados por Thomson a fines del siglo xviii, hicieron que los químicos admitieran que el átomo era divisible.

Modelo atómico de RutherfordRutherford, en 1911, empleando una sustancia radiactiv a, bombardeó una lámina delgada de oro con par tículas alfa y obser vó que la may or parte de las par tículas

Figura 2.8 Desviaciones que experimentan las diversas radiaciones emitidas por el radio en un campo magnético.

Figura 2.9 Modelo de Thomson Él representó el átomo como electrones incrustados en una esfera con carga positiva.

Figura 2.10 Experimento de Rutherford de bombardeo de una placa de oro con partículas alfa.


S

_ +

NR

Electrón concarga negativa

Esfera con cargapositiva

Fuente departículas

Haz departículas

Pantalla para detectar laspartículas que se dispersan

Algunas partículas se dispersan

La mayoría de laspartículas pasan sin desviarse a travésde la placa

Placa de metaldelgado


atravesaban la lámina, otras se desviaban y algunas regresaban, debido a esto propu-so que el átomo estaba formado por un pequeño núcleo positiv o, que la may or parte de la masa del átomo se ubicaba en el núcleo y que los electrones se encontra-ban alrededor del núcleo, formando la mayor parte del volumen del átomo.

En 1919, Rutherford determinó que el núcleo de un átomo contenía partículas a las que les llamó protones, y en 1932 junto con su colaborador Chadwick demostra-ron que la mayoría de los núcleos también tienen partículas neutras a las que nom-braron neutrones.

Aunque le debemos a Rutherford el descubrimiento del átomo nuclear, su mode-lo no se aceptó debido a que los electrones eléctricamente negativos, al girar deberían perder energía y al final chocar con el núcleo produciendo la destrucción del átomo, y esto en la realidad no ocurre.

Modelo atómico de BohrSabemos que los objetos calientes emiten luz de diferentes colores, como el rojo mate de una resistencia de un horno eléctrico o el blanco brillante del filamento de tungs-teno de un foco.

La física clásica (física de principio del siglo xx) no podía dar una explicación completa de la emisión de luz por los sólidos calientes. En 1900 Max Planck, al ex-plicar dichas radiaciones, hizo una propuesta revolucionaria que marcó el nacimien-to de la mecánica cuántica: la energía, como la materia, es discontinua.

En otras palabras, P lanck propuso que la energía estaba cuantizada. La unidad fundamental de la energía es el cuanto o quantum.

De 1913 a 1915, el físico danés N iels Bohr, discípulo de Rutherford, usando la teoría de Planck, lo aplicó a un modelo atómico.

En 1905, Einstein desarrolló las ideas de Planck y demostró que no sólo la radiación es emitida en porciones discretas o cuantos, sino que existe siempre en forma de ener-gía en la luz, y supuso que la energía luminosa desprendida por partículas atómicas es emitida en paquetes o cuantos de energía a los que generalmente se les llama fotones.

En relación con los espectros luminosos, diremos lo siguiente: cuando la luz blan-ca se hace pasar por un prisma, nos da una imagen continua en la que apar ecen bandas de distintos colores que se llaman espectro continuo. El arco iris es un ejem-plo de espectro continuo.

¿Sabías que...?

Ernest Rutherford (1871-1937), quien nació en un rancho de Nueva Zelanda, concursó a los 24 años por una beca para la Universidad de Cambridge, quedó en segundo lugar, pero el ganador del primer lugar decidió quedarse en su país para casarse, entonces la beca se le otorgó a Rutherford. Se especializó en diseñar experimentos para probar determinados conceptos. En 1908 recibió el premio Nobel de química. Figura 2.11 a) Resultados que se hubiesen obtenido en el experimento de la placa de oro si el modelo del budín

de pasas fuera correcto. b) Resultado real.


cuanto o quantum (latín). La cantidad más pequeña de energía.


48

--

-

- - -

--

-

-

- -

--

--

--

-

-

Electrones dispersosen el átomo Carga positiva

n+

a) b)


Figura 2.12 Espectro de la luz blanca La luz blanca es una mezcla de todos los colores de la luz visible. Siempre que la luz blanca pasa a través de un prisma o una rejilla de difracción, se separa en un intervalo de colores llamado espectro de la luz visible. Cuando la luz del Sol atraviesa las gotas de lluvia, se separa en los colores del arco iris.

Figura 2.13 El espectro electromagnético Todas las formas de la energía electromagnética interactúan con la materia, y la capacidad de las diferentes ondas para penetrar en la materia es una medida de la energía de las mismasA. Los rayos gamma tienen las frecuencias más altas y las menores longitudes de onda. Debido a que los rayos gamma son los más energéticos del espectro electromagnético, pueden atravesar la mayoría de las sustancias. B. Los rayos X tienen menor frecuencia que los rayos gamma, pero se consideran rayos con alta energía. Estos rayos atraviesan los tejidos blandos del cuerpo, pero son detenidos por tejidos más duros, como el tejido óseo.C. Las ondas ultravioleta son ligeramente más energéticas que las ondas de la luz visible. La radiación ultravioleta es la parte de la luz del Sol que provoca quemaduras en los seres vivos. El ozono de la parte alta de la atmósfera de la Tierra absorbe la mayoría de la radiación ultravioleta del Sol.D. Las ondas de luz visible son la parte del espectro electromagnético a la que son sensibles los ojos. Nuestros ojos y cerebro interpretan las diversas frecuencias como diferentes colores.E. Las ondas infrarrojas tienen menor energía que la luz visible. El cuerpo humano, así como muchos otros objetos calientes, emiten radiación infrarroja. Experimentamos los rayos infrarrojos como el calor radiante que sientes cuando estás cerca del fuego o de un calentador eléctrico.F. Las microondas son ondas de baja frecuencia y baja energía que se usan para las comunicaciones y para cocinar.G. Las ondas de radio tienen las menores frecuencias del espectro electromagnético. En la banda de radio de AM, el intervalo de las frecuencias va desde 550 kHz (kilohertz) hasta 1700 kHz, mientras que las longitudes de onda oscilan desde casi 200 m hasta 600 m.


1024

10–16

400 500 600 700

10–14 10–12 10–10 10–8 10–6 10–4 10–2 100 102 104 106 108

1022 1020 1018 1016 1014 1012 1010 108 106 104

Frecuencia en Hertz

Longitud de onda en metrosD

Espectro visible

ARayos gamma

BRayos X

CUV

EInfrarojo

(IR)

FMicroondas FM AM

GOndas de radio

102 100

Longitud de onda en nanometros


Ahora bien, si una sustancia se calienta en un ar co eléctrico y la luz que emite se descompone mediante un prisma, no da lugar a un espectr o continuo, sólo a ra-yas de colores distintas para cada elemento. Estas rayas se llaman espectro de emisión discontinuo.

Investiga

Investiga qué significa amplitud y longitud de onda, frecuencia y hertz. Pide ayuda a tu profesor de física.

Figura 2.14 Formación de un espectro continuo.

Figura 2.15 Espectro de emisión continuo de los colores de la luz blanca.

Figura 2.16 Formación de un espectro discontinuo.


50

¿Sabías que...?

Una radiación electromagnética es la transmisión de energía a través del espacio en la que los campos magnéticos y eléctricos actúan como una onda.

Rendija

Prisma

Foco luminoso Pantalla

Rojo

7000 A700 nm

Violeta

4000 A400 nm

Lámpara de hidrógeno

Rendija

Prisma


Figura 2.17 Espectros de emisión discontinuos del hidrógeno y el mercurio.


420.1 434 486.1 656.3

400.1 500 600 700

400.1 500 600 700

407.8 507.5 546.1 579 624.4

404.1 435.8 577 615.2

Espectro de emisióndiscontinuo del hidrógeno, H

Espectro de emisióndiscontinuo del mercurio, Hg

La relación entre la cantidad de energía irradiada y la longitud de onda de la luz que se emite (de la cual depende el color de la banda luminosa) está dada por la ecuación de Planck:

E = hν

donde: E =Energía emitida o absorbida h = Constante de Planck ν = Frecuencia en ciclos/s

EntoncesE = 1.5836 × 10–37 kcal-s

= 6.6282 × 10–27 ergios/s = 6.625 × 10–34 J · S

Para explicar las bandas de los espectros, Bohr propuso un modelo de átomo basado en los siguientes postulados:

• Los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo formando niveles de energía a los que se llama niveles estacionarios.

• Los electrones en movimiento en un nivel estacionario no emiten energía.

Figura 2.18 Cambio de órbita del electrón por absorción o emisión de energía.

hv


• Cuando un electrón pasa de una órbita a otra, emite o absorbe un fotón cuya energía es igual a la diferencia de energías de los niveles entre los que tiene lugar la transición.

Cada nivel de energía queda determinado por medio del númer o cuántico n. Si n = 1, se tiene el nivel con menor energía (más cercano al núcleo); siguen en or-den creciente de energía n = 2, n = 3, etcétera.

Podríamos imaginar el átomo de Bohr de la siguiente manera: una canica pequeña representaría al núcleo; imaginémosla dentro de una pelota de beisbol (únicamente el forro de la pelota), este forro representaría el primer nivel; en seguida imaginemos este forro de pelota y la canica dentro de una pelota de volibol, ésta representaría el segundo nivel; ahora éstas dentro de una pelota de básquetbol, la que r epresentaría el tercer nivel, etcétera. S i cortamos imaginariamente estas pelotas por la mitad, quedaría como se muestra en la figura 2.20.

Figura 2.19 Los niveles energéticos son como los peldaños de una escalera Cuando subes o bajas una escalera debes pisar un peldaño. No puedes hacerlo entre éstos. El mismo principio aplica para el movimiento de los electrones entre los niveles energéticos de un átomo. Al igual que tu pie en una escalera, los electrones no pueden estar entre niveles energéticos. Los electrones deben absorber sólo ciertas cantidades de energía para desplazarse hacia niveles más altos. La cantidad está determinada por la diferencia de energía entre los niveles. Cuando los electrones regresan a los niveles más bajos, desprenden la diferencia energética en forma de luz.


52

123456Niveles energéticos Núcleo

Figura 2.20 Simil de los cortes para representar los niveles energéticos.

Pelota debasquetbol(3er. nivel)

Pelota devolibol

(2o. nivel)

Canica (núcleo)

Forro de pelota de beisbol (1er. nivel)


El número de niveles energéticos depende del número de electrones que tenga el átomo.

El número máximo de niveles que un átomo puede tener es siete.Los electrones no se distribuy en en forma arbitraria en los difer entes niveles de

energía, sino que se sigue una r egla establecida por Rydberg, que se enuncia de la siguiente manera: los electrones se distribuyen alrededor del núcleo, en los diferentes ni-veles de energía, de acuerdo con el doble del cuadrado de los números naturales. Esto es: 2n2, donde los valores de n van desde uno hasta siete.

n = 1 2 × 12 = 2 × 1 = 2 (2 electrones como máximo en el 1er. nivel)n = 2 2 × 22 = 2 × 4 = 8 (8 electrones como máximo en el 2o . nivel)n = 3 2 × 32 = 2 × 9 = 18 (18 electrones como máximo en el 3er. nivel)n = 4 2 × 42 = 2 × 16 = 32 (32 electrones como máximo en el 4o. nivel)

Esta regla no se aplica para los niveles 5o., 6o. y 7o.La misma regla establece que en el nivel que quede como último, no puede haber

más de 8 electrones, ni más de 18 en el penúltimo.

Problemas resueltos

Empecemos con el litio

3Li: 2 electrones en el 1er. nivel y 1 en el 2o. nivelTambién se puede representar de la siguiente manera:

3Li .2)1)9F .2)7)

13Al .2)8)3)

Como se aprecia, debemos llenar con el máximo de electr ones permitidos cada uno de los niveles, principiando por el nivel 1 que es el más cercano al núcleo.

Sería incorrecto distribuir los electrones del aluminio (13Al) como se indica a continuación:

2)7)4) o .1)8)4)

Si un átomo tiene suficientes electrones, llenaremos los niveles de la siguiente forma:

.2)8)18)

Veamos ahora un ejemplo con el calcio:

20Ca .2)8)10)

Lo anterior es incorrecto, ya que el nivel que quedó como último tiene 10 electrones, y aunque la regla establece que admite hasta 18, no podemos dejarlo así, pues como es el últi-mo no puede tener más de 8 electrones.

Lo que debemos hacer es repetir el número anterior (nivel 2), que es 8 y colocar los últi-mos 2 electrones en el 4º nivel; esto es:

20Ca .2)8)8)2)


Figura 2.21 Representación del átomo de Bohr Se postulan trayectorias circulares y niveles energéticos cuantizados.


Otro ejemplo más con el bromo:

35Br .2)8)18)7)

El átomo de bromo (Br) no presenta problemas, ya que hubo suficientes electrones para llenar el nivel 3 y nos quedan 7 para el nivel 4 que, siendo el último, no contiene más de 8 electrones.

Tratemos ahora con el yodo:

53I .2)8)18)18)7)

Después del 3er. nivel quedan 25 electrones, los que no se pueden colocar en el niv el 4, pues aunque es el 4o. nivel y admite 32, quedaría como último y tendría más de 8; entonces, con los 25 electrones repetimos el número anterior, que es 18 y los últimos 7 se colocan en el nivel 5o.

Debemos aclarar que esta regla, como hemos visto, se aplica únicamente para los átomos de los elementos representativos (grupos A de la tabla periódica larga) y que en la actualidad existe otra forma para distribuir los electrones, como veremos más adelante.

De todas maneras la hemos incluido, pues con ella se obtiene rápidamente el númer o de electrones que tienen los átomos en su último nivel, los cuales se llaman electrones de valencia; este resultado es de gran importancia, pues dichos electrones son los que emplean los átomos de los elementos representativos para combinarse con otros y así constituir las moléculas.


54

19K 20Ca 24Cr 25Mn

11Na 13Al 14Si 16S

6C 7N 8C 10Ne

1H 2He 3Li 5B

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Figura 2.22 Representación esquemática de los átomos de varios elementos.


Con este modelo no se puede explicar el desdoblamiento del espectr o del hidró-geno en bandas más finas.

Modelo atómico de SommerfeldSommerfeld introdujo el concepto de subniv eles para explicar estas bandas finas, modificando el modelo de Bohr e indicando que las órbitas de los electrones no sólo son circulares, sino también elípticas.

Estos subniveles son indicados por el número cuántico ℓ, al que en un principio se le llamó secundario.

55552.1

Partículas subatómicas y modelos atómicos

Figura 2.23 Niveles de energía de un átomo de hidrógeno. En el caso de este elemento, la energía depende sólo del primer número cuántico.

ele

ctrón

vol

ts

0-.37-.54-.85

-3.39

-1.49

-13.58

7654

3

2

1

Figura 2.24 Modelo atómico de Sommerfeld. Figura 2.25 Según Sommerfeld, el electrón describe en torno al núcleo elipses que dibujan una especie de roseta.



56

La espectroscopia es el estudio detallado de la luz, que con-sidera todas sus propiedades como la energía, la longitud de onda, etcétera. Los químicos emplean los espectros de emi-sión o absorción de elementos y compuestos para identifi car-los; puede decirse que son como las huellas digitales de los átomos y las moléculas.

Una línea de emisión se presenta cuando en un átomo un electrón desciende de un nivel de energía alto hacia uno más bajo, mientras que una línea de absorción ocurre cuando un electrón pasa de un nivel de energía inferior a uno superior. Cada átomo tiene una distribución única en los niveles de ener-gía de sus electrones, por lo tanto, emite o absorbe energía con longitudes de onda particulares, que en el caso de la luz visible, nuestro cerebro puede interpretar como colores diferentes.

Material• Mechero de Bunsen• Lápiz de madera o puntilla de carbón• Navaja• 6 vasos de precipitados de 20 mL• Agitadores de vidrio• Balanza

Sustancias10 mL de ácido clorhídrico (HCl) concentrado10 mL de solución acuosa 1 M de: cloruro de litio (LiCl)

cloruro de sodio (NaCl) (sal de cocina)cloruro de potasio (KCl) (sustituto de sal de cocina que consumen personas con problemas de hiper-tensión)cloruro de calcio (CaCl2)cloruro de estroncio (SrCl2)

Nota Si no te es posible encontrar algunas de las sustancias solicitadas para la actividad, emplea los sustitutos que te anotamos adelante de algunas de ellas. Aunque te recomen-damos busques en las boticas de tu localidad, estamos segu-ros que tendrás suerte.

Procedimiento 1. Retira cuidadosamente la madera del lápiz dejando al

descubierto el grafi to o utiliza una puntilla de carbón.

2. Prepara 10 mL de soluciones acuosas, 1 M de LiCl, NaCl, KCl, CaCl2 y SrCl2 y colócalas en vasos de precipi-tados. Ponle a cada vaso su etiqueta correspondiente.

3. Moja la punta del grafi to en el HCl concentrado.

4. En seguida introduce dicha punta en la solución de clo-ruro de litio, después colócala sobre la fl ama y observa el color que adquiere.

5. Repite el mismo procedimiento para los demás cloruros.

Análisis de resultados

1. Determina para cada metal su estado de oxidación, así como la confi guración electrónica correspondiente a cada estado.

2. Con la información de las pruebas a la fl ama y la confi -guración electrónica llena la siguiente tabla:

Color de la fl amaCloruro de

Litio

Sodio

Potasio

Calcio

Estroncio

Según los resultados del experimento, responde las siguientes preguntas.

1. ¿Podrán diferenciarse los colores en todas las pruebas a la fl ama?

______________________________________

______________________________________

2. ¿Cuáles tendrán colores que corresponden a una mayor longitud de onda?

______________________________________

______________________________________

3. ¿Por qué se obtuvieron colores diferentes en las prue-bas a la fl ama?

______________________________________

______________________________________

4. ¿Cómo se relaciona el espectro de emisión con la coloración?

______________________________________

______________________________________

5. ¿Existirá alguna relación entre el color y la confi guración electrónica?

______________________________________

______________________________________

6. ¿Consideras que el experimento podría mejorarse? ¿Qué sugieres?

______________________________________

______________________________________

Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Química experimental. Prácticas de laboratorio, México, McGraw-Hill Interamericana, 2004,

pp. 89-91.

Manosa la obra Espectros de emisión


2.2 Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuánticos

5757

Mapa conceptual 2.2

Figura 2.26 Construcción de un modelo atómico La teoría atómica se desarrolló durante un periodo de 2000 años. Sin embargo, la evidencia de los experimentos en los últimos 200 años reveló la compleja naturaleza del mundo submicroscópico. Como los electrones son responsables de las propiedades químicas de un elemento, los químicos necesitan contar con un modelo que describa la distribución de los electrones.

Las aportaciones de Dalton, Thomsom, Rutherford y Bohr tienen un gran valor en el desarrollo del modelo atómico.

2.2 Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuanticos

1803 1897 1911

Modelo de Dalton Modelo de Thomson Modelo de Rutherford

1913 Actual

Modelo atómico de Bohr Modelo moderno

Electrones concarga negativa

Esfera con cargapositiva

e2e2

e2

Mecánica ondulatoria

modelo atómico actual

distribución electrónica

orbitales

números cuánticos

Por orientación

Por giro

Shrödinger

Dirac

explica elPrincipios

Dualidad de Broglie

Incertidumbre de Heisenberg

Principal

Por forma

está fundamentada por

por medio de los

que muestra la

en

de

Sabemos que el átomo no es compacto, según Dalton y Thomsom, aunque a este último se le debe haber destacado su naturaleza eléctrica; Rutherford descubrió el nú-cleo atómico pero de acuerdo con su modelo los electrones colapsarían con el núcleo,


Figura 2.27 La nube electrónica del hidrógeno La mayor parte del tiempo, el electrón del hidrógeno está dentro de la nube dispersa del dibujo en dos dimensiones (izquierda). Un círculo, con el núcleo en el centro y enmarcando 95% de la nube, define un orbital en dos dimensiones (centro). El modelo esférico (derecha) representa el orbital 1s del hidrógeno en tres dimensiones.

y en el caso de Bohr su modelo es aplicable únicamente para el átomo de hidrógeno y no para átomos con un gran número de electrones.

A continuación veamos, en forma elemental, algunos de los principios que fundamen-tan la mecánica ondulatoria para la construcción de un modelo atómico moderno.

Principio de dualidadLos electrones, al igual que los fotones (cuantos de energía luminosa) se comportan como partículas (masa) y ondas (energía).

Tratemos de ilustrar lo anterior: un lápiz (una masa) ocupa un lugar en el espacio; la luz que emite una lámpara incandescente (energía) no ocupa un lugar en el espa-cio pero “existe” en todo el espacio.

De esta manera el electrón, al comportarse como onda (energía), “existirá” en el espacio (volumen) que rodea al núcleo y no en capas, como indicó Bohr.

Principio de incertidumbreNo es posible conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad de un electrón.

Lo anterior nos llev a a considerar únicamente la pr obabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio que rodea al núcleo.

La probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo se puede represen-tar como lo muestra la figura 2.27.


58

+ + +

Como se observa, es más probable localizar al electrón cerca del núcleo; esta pro-babilidad decrece a medida que la región se encuentra más alejada del mismo.

La representación de la probabilidad se llama nube de carga o nube electrónica.En realidad, el electrón puede estar en cualquier sitio alrededor del núcleo, menos

en el núcleo mismo: hay regiones de ese espacio donde es muy probable encontrarlo y otras donde es poco probable localizarlo.

Las regiones del espacio que rodean al núcleo y donde la probabilidad de encon-trar el electrón es mayor, se llaman orbitales.

Principio de ShrödingerLa ecuación de onda de Shrödinger, presentada en 1926, establece la relación entre la energía de un electrón y la distribución de éste en el espacio, de acuer do con sus propiedades ondulatorias. En esta ecuación aparecen los parámetros cuánticos n, l y m.


Principio de Dirac

En la ecuación de Dirac-Jordan aparece el cuarto parámetro cuántico denominado de espín s. Actualmente, la ecuación de Dirac-Jordan es la que establece con mayor exactitud la distribución de los electrones.

Las aplicaciones prácticas, considerando las limitaciones de este curso, tratarán de concretarse en el siguiente tema.

Números cuánticos

Los números cuánticos son valores numéricos que indican las características de los electrones de los átomos. El estudio del átomo debe efectuarse con base en los últi-mos adelantos científicos, y aunque el modelo actual es matemático y de alta com-plejidad, trataremos de lograr su r epresentación visual lo más fielmente posible. ¿Cómo existen los electrones en los orbitales?

Esto lo explicaremos al describir los cuatro números que se indican con las letras: n, l, m, s.

Número cuántico principal

Como resultado de la investigación continua durante el siglo xx, en la actualidad los científicos han comprobado que los niveles energéticos no son exactamente órbitas, como las de los planetas, alrededor del núcleo de un átomo. En lugar de ello, se pue-de decir que son r egiones espaciales esféricas alr ededor del núcleo, en las cuales es más probable encontrar los electrones.

El número cuántico principal se representa con la letra n e indica el nivel de ener-gía en el que se encuentra el electr ón. Sus valores son enteros positivos del 1 en adelante.

n = 1, 2, 3, 4...

5959

Figura 2.28 Modelo atómico de la nube electrónica Este dibujo representa el modelo atómico de la nube electrónica. Los niveles energéticos son regiones espaciales esféricas, concéntricas alrededor del núcleo.Las zonas oscuras representan el área donde es más probable encontrar los electrones de nivel energético.Es menos probable hallar los electrones en las regiones más claras de cada nivel.

¿Sabías que...?

No debemos confundir los conceptos de órbita y orbital. Órbita indica una línea o camino definido, mientras que orbital es una región espacial alrededor del núcleo en la que es más probable encontrar el electrón.


Núcleo Niveles energéticos

1 2 3 4

Ahora bien, cada nivel energético puede contener un número limitado de electro-nes dado por la expresión 2n2.


Figura 2.29 Niveles energéticos Un átomo de hidrógeno sólo tiene 1 electrón, el cual está ubicado en el primer nivel energético. Un átomo de oxígeno tiene 8 electrones. Dos de ellos llenan el primer nivel energético y los seis restantes están en el segundo nivel energético.

Figura 2.30 Distribución de los electrones en el azufre Los electrones de un átomo de azufre, así como los átomos de todos los demás elementos, se distribuyen en un intervalo de niveles energéticos, como se muestra en el diagrama. Relaciona la energía de los electrones de los niveles 1, 2 y 3 con la colocación de los electrones en el modelo del átomo de azufre de la derecha.


60

Número cuántico por formaCuando los científicos investigaron los átomos multielectrónicos descubrieron que los espectros eran mucho más complejos de lo que esperaban por la sencilla serie de niveles energéticos supuestos del hidrógeno.

n Número máximo de electrones

1 2

2 8

3 18

4 32

El nivel energético menor (n = 1) es el más pequeño y el más cercano al núcleo. Este nivel energético puede contener un máximo de 2 electr ones. El segundo nivel energético, que es más grande por que está más alejado del núcleo, puede contener un máximo de 8 electrones.

Átomo de oxígenoÁtomo de hidrógeno

2 electrones

6 electrones

1 electrón

1 protón

8 protones8 neutrones

6e– 8e– 2e–

e– e– e– e– e– e–

e– e– e– e– e– e– e– e–

e– e–

1

2

3

Niveles energéticos en el azufre

Ener

gía


Figura 2.31 Comparación de los espectros de emisión Los espacios grandes entre las líneas espectrales indican que los electrones se mueven entre niveles energéticos que tienen una diferencia grande de energía. Los grupos de líneas finas indican que los electrones se mueven entre niveles energéticos que tienen energías cercanas. La existencia de subniveles en un nivel energético puede explicar las líneas finas de los espectros de estos elementos.


Esta complejidad indica que existen subniv eles —divisiones de un niv el— en determinados niveles energéticos. Un nivel está formado por subniveles con energía muy parecida. Cada nivel energético tiene un número específico de subniveles, que es el mismo que el número del nivel energético.

El número cuántico por forma determina el subnivel y se relaciona con la forma del orbital, se representa con la letra l.

A los subniveles se les asignan las letras s, p, d, f. Los subniveles tienen valores numéricos obtenidos de acuer do con el número del

nivel energético al que pertenece, estos valores comienzan con 0 y terminan con el va-lor de (n – 1).

Por ejemplo, para el primer niv el energético (n = 1) el v alor de l (subnivel) se obtendrá restándole uno al número del nivel; esto es 1 – 1: que es igual a 0.

Entonces si n = 1, l = 0, a este subnivel, cuyo valor es 0, se le asigna la letra s y la forma del orbital es de esfera.

Para el segundo nivel (n = 2), los valores de l comenzarán con 0 y terminarán con 1, ya que 2 – 1 = 1.

Esto es, en el segundo nivel, los valores de l serán 0 y 1. Cuando l es igual a 1 se le asigna la letra p y la forma del orbital es como lóbulos.

Z

Y XS

esférica

Figura 2.32 Orbital s.

Figura 2.33 Los tres orbitales 2p: a) 2px , b) 2pz , c) 2py . Los subíndices x, y, z indican la orientación de los lóbulos a lo largo del eje. Cada orbital se muestra en forma de mapa probabilístico y como una superficie que abarca 90% de la probabilidad electrónica.

Nivel (n) Número de subniveles

1 1

2 2

3 3

4 4

400 nm 500 nm 600 nm 700 nm

400 nm 500 nm 600 nm 700 nm

H

Hg

Ne

z

x

yz

x

yz

x

y

a) b) c)



nanómetro Nano (latín) nanus, pequeñez excesiva, metro (latín) metrum, medida. Medida de longitud que equivale a la mil millonésima parte del metro, 10–9 m. Se abrevia como nm.

Figura 2.34 Diagrama de los niveles de energía principales 1 y 2 que muestra la forma de los orbitales que comprenden los subniveles.


62

En el tercer nivel (n = 3), los valores de l comenzarán con 0 y terminarán con 2, ya que 3 – 1 = 2.

De acuerdo con esto, en el tercer nivel los valores de l serán 0, 1 y 2. Cuando l = 2 se le asigna la letra d.

De igual forma cuando n = 4, los valores de l comenzarán con 0 y terminarán con 4 – 1 = 3. Esto es, en el cuarto nivel l tendrá los valores 0, 1, 2 y 3. Cuando l = 3 se le asigna la letra f.

Para representar un subnivel se indica el número del nivel seguido de la letra que representa la forma del orbital.

3 s

nivel forma (esfera)

La siguiente tabla resume lo anterior.

Nivel energético Subniveles

12

3

4

1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f

z

x

yz

x

yz

x

y

2py

2s

1s

Nivelprincipal 2

Subnivel2p

Subnivel2s

2px 2pzNivelprincipal 1

Ener

gía


Número cuántico por orientación o magnético Este número cuántico indica la orientación de un orbital atómico y se representa con la letra m.

Los valores del número cuántico por orientación (m) dependen de los valores del número cuántico por forma ( l ). Son números enteros que empiezan con el v alor de −l, pasan por 0 y terminan en el valor de +l, esto es:

−lm = −l ... 0 ... + l

Ejemplifiquemos:

Si l = 0 (al que se le asigna la letra s)

entonces m = −0 ... 0 ... +0,

sabemos que el −0 y el +0 no existen,

luego m = 0,

esto significa que en el subnivel s solamente hay un orbital.

Si l = 1 (al que se le asigna la letra p)

m = −1 ... 0 ... +1,

esto indica que cuando l = 1, m tiene tres valores –1, 0 y +1, lo que significa que en el subnivel p hay tres orbitales. Si l = 2 (al que se le asigna la letra d ),

m = −2 ... 0 ... +2,

esto significa que cuando l = 2, m tiene cinco valores −2, −1, 0, +1, +2, lo que indica que el subnivel d tiene cinco orbitales.


z

y

x

z

y

x

z

y

x

z

y

x1s

2s

3s Traslape de los orbitales 1s, 2s y 3s

Figura 2.35 Comparación de los orbitales s A medida que aumenta el nivel energético externo, aumenta el tamaño y la energía del orbital. El núcleo del átomo está en la intersección de los ejes coordenados. El modelo de la derecha muestra el traslape de los orbitales 1s, 2s y 3s. Este modelo podría representar al sodio.

¿Sabías que...?

Los valores de n son enteros y positivos: 1, 2, 3, 4... Los valores de l dependen de los valores de n comenzando por 0 hasta n − l y son 0, 1, 2 y 3 asignándoseles las letras s, p, d y f, respectivamente.

Figura 2.36 Diagrama de árbol

para n = 1.

n = 1 (Primer nivel de energía) ↓ l = 0 Subnivel ↓ m = 0 1 orbital 1s


Figura 2.37 Diagrama de árbol para n = 2.

Figura 2.38 Diagrama de árbol para n = 3.

Figura 2.39 Formas de los cinco orbitales 3d.


64

Investiga

Obtén el número de orbitales para el subnivel f y dibuja el diagrama

de árbol para n = 4.

n = 2 (Segundo nivel de energía)

l = 0 (subnivel s) l = 0 (subnivel p)

m = 02s

m = −12p

m = 02p

m = +12p

3 orbitales1 orbital

n = 3 (Tercer nivel de energía)

l = 0 (subnivel s) l = 2 (subnivel d)

m = 03p

m = −13d

m = 03d

m = +13d

5 orbitales

1 orbital

m = −23d

m = +23d

m = +13p

m = −13p

m = 03s

l = 1 (subnivel p)

3 orbitales

z

x

dyz

y

z

x

dxz

y

z

x

dxy

y

z

x

dx2–y2

y

z

x

dz2

y



Nivel energético Subniveles Orbitales por subnivel Electrones en el subnivel Electrones en el nivel

1 1s 1 2 2

2 2s

2p

1

3

2

6

8

3 3s

3p

3d

1

3

5

2

6

10

18

4 4s

4p

4d

4f

1

3

5

7

2

6

10

14

32

Figura 2.40 Distribución de electrones en un átomo El diagrama muestra la energía relativa de los subniveles 1s, 2s, 2p, 3s, 3p y 3d. Los electrones del subnivel 1s están más cerca del núcleo. Los electrones de los subniveles 3s, 3p y 3d están más alejados del núcleo.

Investiga

Investiga el signifi cado en español del vocablo inglés spin.

Figura 2.41 Espín del electrón.

La siguiente tabla resume lo tratado hasta ahora con respecto a los números cuánticos.

Número cuántico por giro (espín)

Se relaciona con el giro o movimiento de rotación que el electrón efectúa sobre su propio eje.

Nivel deenergía

3s

2s

1s

3p

2p

3d

1

2

3

Ener

gía

s 1/2 s 1/2


Como el giro del electrón solamente podrá ser en un sentido o en contrasentido, este número cuántico se relaciona con la posibilidad de que una orientación del or-bital acepte o no al electrón diferencial.

Se representa por s, sus valores son +1/2 y –1/2 o ↑↓.Esto nos lleva a la conclusión de que en un orbital sólo puede haber 2e– con espi-

nes opuestos.

2.3 Configuraciones electrónicasMapa conceptual 2.3

Confi guraciones electrónicas

Aufbau o de construcción

Máxima sencillez

Máxima multiplicidadExclusión

Estructuras de Lewis

se determinan por el proceso

se abrevian para determinar las

se basan en los principios de

Principio de aufbauCon los conceptos tratados en el tema anterior , se puede desarr ollar la estructura electrónica de los átomos, este proceso de llenado de los niveles recibe el nombre de aufbau (del alemán “ arquitectura”) o de construcción, y se basa en tr es principios fundamentales: de exclusión, de máxima sencillez y de máxima multiplicidad.

Principio de exclusión de Pauli

El principio de exclusión de Pauli establece que dos electrones en un átomo dado no pueden tener iguales sus cuatro números cuánticos.

Principio de máxima sencillez de Yeou-Ta

El orden que se sigue para estructurar los distintos subniveles se basa en el principio de máxima sencillez de Yeou-Ta, el cual indica que en un átomo primero se estructu-ran aquellos subniveles cuya suma de n + l sea menor y si en varios es igual, se estruc-turan primero aquellos en donde n sea menor.

Te resultará de gran utilidad recordar lo siguiente:

l Letra0 s1 p2 d3 f


66


67672.3Confi guraciones electrónicas

Como se puede obser var, primero se estructura el subnivel 1s, luego el 2 s y en seguida están 2p y 3s que suman lo mismo . De estos dos últimos subniv eles, 2p se estructurará primero porque tiene menor valor de n. Si comparas 3d con 4s, estruc-turarás primero 4s porque en él la suma (n + l ) es menor.

En general, se sigue el orden que indican las flechas según la ilustración:

Diagrama de configuración electrónica

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

Recordemos el número de electrones que admite, como máximo, cada orbital.

orbital s 2e– (s 2) orbital p 6e– (p6) orbital d 10e– (d 10) orbital f 14e– (f 14)

3p5 significa: n = 3 l = 1 (se le asigna la letra p)

El exponente 5 indica que en ese subnivel hay 5 electrones (los orbitales p pueden tener de 1 a 6 electrones como máximo).

Para elaborar la configuración electrónica de los átomos, se sigue el orden que se indica en el diagrama de configuración electrónica anterior, procurando estructurar cada subnivel con el máximo de electrones permitido.

Ejemplo:

1H 1s1

7N 1s2 2s2 2p3

17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d 6

36Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

(Al sumar los exponentes se obtiene el número de electrones.)

Cuadro 2.1 Orden de los subniveles.

Subnivel Suma (n + l )

1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

(1 + 0 = 1)

(2 + 0 = 2)

(2 + 1 = 3)

(3 + 0 = 3)

(3 + 1 = 4)

(3 + 2 = 5)

(4 + 0 = 4)

(4 + 1 = 5)

(4 + 2 = 6)

(4 + 3 = 7)


Ejercicio

Elabora la configuración electrónica de los siguientes átomos:

4Be

19K

25Mn

37Rb

47Ag

53I

56Ba

79Au

82Pb

92U

Para elaborar la configuración electrónica de átomos con un gran número de electro-nes se emplean los gases raros (He, Ne, Ar, Kr, Ke y Rn), ya que la configuración elec-trónica es estable (el último nivel completo con 8e –, excepto el He que contiene 2e –).

La configuración electrónica de los gases raros es la siguiente:

2He 1s2

10Ne 1s2, 2s2, 2p6

18Ar 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6

36Kr 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s 2, 3d 10, 4p6

54Xe 1s2, 2s2, 2p6, 3s 2, 3p6, 4s2, 3d 10, 4p6, 5s2, 4d 10, 5p6

86Rn 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d 10, 4p6, 5s2, 4d 10, 5p6, 6s2, 4f 14, 5d 10, 6p6

Las configuraciones electrónicas anteriores se representan con el símbolo de cada gas raro dentro de un paréntesis rectangular, así:

[He] representa la configuración electrónica del helio,[Ne] la del neón,[Ar] la del argón, etcétera.

Si distribuimos los electr ones considerando todos los orbitales quedaría (v éase principio de máxima sencillez):

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f 14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f 14, 6d10, 7p6

¿Sabías que...?

El número entero en el ángulo inferior izquierdo de cada elemento indica el número de electrones.


68



En este renglón se puede localizar el último orbital de cada gas raro.

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f 14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f 14, 6d10, 7p6

He Ne Ar Kr Xe Rn

Problemas resueltos

Apliquemos lo anterior para realizar la configuración electrónica abreviada de varios átomos, por ejemplo.

7NLocalizamos el gas raro anterior al nitrógeno; es el 2He

Entonces:7N − [He]2s2, 2p3

(Los electrones que faltan se escriben en la forma acostumbrada.)38Sr

El gas raro anterior al estroncio es el 36Kr. Entonces:

38Sr − [Kr]5s2

80Hg − [Xe]6s2, 4f 9, 5d10

24Cr − [Ar]4s2, 3d 4

Ejercicio

Elabora la configuración electrónica abreviada de los siguientes átomos.

1H ______________________________

2He _____________________________

3Li ______________________________

4Be ______________________________

5B _______________________________

6C ______________________________

7N ______________________________

8O ______________________________

9F _______________________________

10Ne _____________________________

11Na _____________________________

12Mg ____________________________

13Al _____________________________

14Si _____________________________

15P ______________________________

16S ______________________________

17Cl _____________________________

18Ar _____________________________

19K ______________________________

20Ca _____________________________

21Sc _____________________________

22Ti _____________________________

23V ______________________________

24Cr _____________________________


Principio de máxima multiplicidad de HundLa representación gráfica de un átomo se hace sustituyendo los exponentes (número de electrones) por vectores (flechas), atendiendo al principio de máxima multiplici-dad de Hund: los electrones de un mismo orbital ocuparán el máximo de orientaciones permitidas en ese orbital.

A continuación te mostramos algunos ejemplos de representación gráfica.

Configuración electrónica:

1s2 2s2 2p3

Representación gráfica:

↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 1s 2s 2px 2py 2pz

Observa que los tres electrones del subnivel 2p se distribuyen en los tres orbitales que les corresponden. Además, cuando hay 2 electrones en un orbital debe indicarse que su sentido es opuesto (↑↓), esto significa que tienen espín (giro) opuesto.

16S

Configuración electrónica:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4


70

25Mn ____________________________

26Fe _____________________________

27Co _____________________________

28Ni _____________________________

29Cu _____________________________

30Zn _____________________________

31Ga _____________________________

32Ge _____________________________

33As _____________________________

34Se _____________________________

35Br _____________________________

36Kr _____________________________

37Rb _____________________________

38Sr ______________________________

39Y ______________________________

40Zr _____________________________

41Nb _____________________________

42Mo ____________________________

43Tc _____________________________

44Ru _____________________________

45Rh _____________________________

46Pd _____________________________

47Ag _____________________________

48Cd _____________________________

49In _____________________________

50Sn _____________________________



Representación gráfica:

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 1s 2s 2px 2py 2pz 3s 3px 3py 3pz

La representación gráfica también se puede hacer en forma abreviada, como en el ejemplo siguiente:

19K – [Ar] ↑ 1s

17Cl – [Ne] ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 3s 3px 3py 3pz

Se da el nombre de kernel al núcleo atómico y a todos los niveles energéticos com-pletos, excepto al nivel que contiene a los electrones de valencia; es decir, a los que se encuentran en el nivel exterior. El kernel se representa con el símbolo del elemento y alrededor de él se colocan puntos o cruces que simbolizan a los electrones de valen-cia. Observa los siguientes ejemplos:

N C O H

N C O H

Estructuras de LewisLos electrones de valencia son aquellos que sobran o faltan en los orbitales s y p ex-teriores para alcanzar una configuración estable de 8 electrones. Esta forma abrevia-da se llama estructura de Lewis.

Para realizar las estructuras de Lewis de los diferentes átomos, debemos conocer su estructura electrónica y así poder determinar cuántos electr ones contiene cada uno en su último nivel energético (n).

Problemas resueltos

Elabora la estructura de Lewis de los siguientes átomos:

12Mg

Configuración electrónica

1s2, 2s2, 2p6, 3s2

El último nivel es n = 3 con un orbital s, que contiene 2 electrones; luego, su estructura de Lewis será:

Mg

••

29Cu – [Ar]4s2, 3d 9

• •

•

•• • •

•

• ••••

•• •

+ +

+

++ + ++

+ ++

++

++ +

Actividad

Escribe la representación gráfi ca de los siguientes átomos: 6C 11Na 16S 26Fe 35Br

¿Sabías que...?

Los electrones en el nivel de energía principal más alto del átomo reciben el nombre de electrones de valencia. En las estructuras de Lewis sólo se indican los electrones de valencia.


Aquí, el último orbital es el 3d pero el último nivel, que es el que nos interesa, es el 4(n = 4) con el orbital s que contiene 2 electrones; luego, su estructura de Lewis será: Cu ++ .

78Pt – [Xe]6s2, 4f 14, 5d 8

Último nivel 6

Orbital s

e – 2

Pt

••(Es importante no confundir el último nivel con el último orbital).

17Cl – [Ne]3s2, 3p5

Último nivel –3Orbitales en ese nivel –s y p

Electrones = 2 + 5 = 7

Cl

•• ••••

•

33As – [Ar]4s2, 3d10, 4p3

Último nivel –4

Orbitales –s y p

Electrones = 2 + 3 = 5

As ++

+

++

Ejercicio

Representa las estructuras de Lewis de:

4Be

8O

13Al

25Mn

34Se

38Sr

48Cd

53I

82Pb

92U


72


73732.4Tabla periódica

2.4 Tabla periódica

Tabla periódica actual

s

Números cuánticos

p

d

f Tríadas de Döbereiner

Octavas de Newlands

Ley periódica de Mendeleiev

Tabla periódica larga

Radio atómico

Radio iónico

Energía de ionización

Afi nidad electrónica

Electronegatividad

El número atómico

La confi guración electrónica

Isótopos

Símbolos

Propiedades químicas

Elementos químicos

se basa en los

formando

los bloques o clases

cuyos antecedentes

son

agrupa

representados por

ordenadas

los que además

que esel promedio delas masas de los

representan

de

comoque son

consecuencia

conforme a sus

Mapa conceptual 2.4

Un átomo del elemento

Su masa atómica

Símbolos químicos Los símbolos químicos son la representación de los elementos en forma clara y sen-cilla, fácil de recordar, ideada por Berzelius en 1814.


Para ello empleó las letras del alfabeto, usando la inicial del nombre del elemento o la inicial y otra letra representativa de dicho nombre.

Los símbolos de los elementos químicos constan de una o dos letras como máximo. Si es una letra, debe ser mayúscula y si son dos, la primera es mayúscu-la y la segunda minúscula, inv ariablemente. Se exceptúan, en el pr esente, los elementos 104 a 109, pues en 1976 se propuso un sistema para nombrar en for-ma provisional a estos elementos: su nombre es su número en latín: 0 (nil), 1 (un), 2 (bi), 3 (tri), 4 (quad), 5 (pent), 6 (hex), 7 (sept), 8 (oct) y 9 (en); así, el nombre del elemento 105 es unnilpentio; un (1), nil (0), pent (5), con la terminación io (del latín ium).

En agosto de 1994, la iupac propuso los siguientes nombres para los elemen-tos 104 al 109:

• 104 dubnio• 105 joliotio• 106 rutherfordio• 107 bohrio• 108 hahnio• 109 meitnerio

Así, los elementos 104 y 105 cambian el nombr e usado por más de 20 años. Como se indica renglones arriba, el nombre en latín es provisional hasta que se lleve a cabo un consenso acerca de estos nombres.

Como ya lo mencionamos, hay símbolos de elementos que se representan con una letra, observa el siguiente ejemplo:

Carbono C Hidrógeno H Oxígeno O Nitrógeno N

Pero como existen v arios elementos cuyos nombres tienen la misma inicial, en-tonces se usa una segunda letra representativa del nombre del elemento.

Cadmio Cd Bario Ba Calcio Ca Bromo Br Cloro Cl Cromo Cr

En la época en que vivió Berzelius ya se conocían algunos elementos con distintos nombres en los diferentes idiomas, y para simbolizarlos recurrió a su nombre en la-tín. (En esa época el latín era el idioma científico aceptado universalmente.)

Elemento Nombre en latín Símbolo

Azufre sulfur S

Cobre cuprum Cu

Fósforo phosphorus P

Hierro ferrum Fe

Oro aurum Au

¿Sabías que...?

Los símbolos químicos son universales; son un lenguaje con el que los químicos se pueden comunicar en todo el mundo.


74



Cuando hablamos de la nomenclatura de los elementos, nos referimos a su nom-bre. Estos nombres han tenido orígenes diversos, y varios se refieren a alguna carac-terística del elemento:

Hidrógeno significa “productor de agua”. Bromo significa “de olor fétido, desagradable”. Plomo quiere decir “pesado”.

Otros nombres se refieren o tienen relación con alguna región o país:

Galio Francia (las Galias) Germanio Alemania Europio Europa Californio California

Algunos se relacionan con los astros:

Helio Sol (el dios Helios) Teluro Tierra Selenio Luna (Selene) Uranio Urano

Otros tienen su nombre en honor a algún científico:

Einstenio Einstein Mendelevio Mendeleiev

Un símbolo de ninguna manera debe considerarse como una abr eviatura del nombre del elemento, ya que con él se representa:

• El elemento en general • Un átomo de este elemento • Su masa atómica

El cuadro 2.2 consigna en orden alfabético elementos conocidos, indicando su símbolo, número atómico y masa atómica.

Número atómico El número atómico fue descubierto por Moseley (1913) al estudiar las longitu-des de onda de los ray os X, emitidos por tubos de ray os catódicos en los que usó diferentes elementos como blanco (ánodo) del haz de electrones; así, obser-vó que la longitud de onda depende del elemento usado como ánodo.

En síntesis, el número atómico indica el número de protones que hay en el núcleo del átomo y es igual al de electrones cuando el átomo es neutro.

El número atómico se representa con la letra Z y se escribe en la par te infe-rior izquierda del símbolo del elemento ( zX ); así, por ejemplo, 1H indica que

¿Sabías que...?

Todos los átomos del mismo elemento tienen igual número de protones (el número atómico del elemento) y el mismo número de electrones. En un átomo libre, las cargas positivas y negativas siempre son iguales para dar una carga neta igual a cero



76

Cuadro 2.2 Características de los elementos.

Elemento SímboloNúmero atómico

Masa atómica

Actinio Ac 89 0227.027 8*Aluminio Al 13 26.981 539Americio Am 95 243.061 4*Antimonio Sb 51 121.757Argón Ar 18 39.948Arsénico As 33 74.921 59Ástato At 85 209.987 1*Azufre S 16 32.066Bario Ba 56 137.327Berilio Be 4 9.012 182Berkelio Bk 97 247.070 3*Bismuto Bi 83 208.980 37Bohrio Bh 107 262*Boro B 5 10.811Bromo Br 35 79.904Cadmio Cd 48 112.411Calcio Ca 20 40.078Californio Cf 98 251.079 6*Carbono C 6 12.011Cerio Ce 58 140.115Cesio Cs 55 140.115Cloro Cl 17 35.452 7Cobalto Co 27 58.933 20Cobre Cu 29 63.546Cromo Cr 24 51.996 1Curio Cm 96 247.070 3*Darmstadtio Ds 110 271*Disprosio Dy 66 162.50Dubnio Db 105 262*Einstenio Es 99 252.082 8*Escandio Sc 21 44.955 910Estaño Sn 50 118.710Estroncio Sr 38 87.62Europio Eu 63 151.965Fermio Fm 100 257.095 1*Flúor F 9 18.998 403 2Fósforo P 15 30.973 762Francio Fr 87 223.019 7*Gadolinio Gd 64 157.25Galio Ga 31 69.723Germanio Ge 32 72.61Hafnio Hf 72 178.49Hassio Hs 108 265*Helio He 2 4.002 602Hidrógeno H 1 1.007 94Hierro Fe 26 55.847Holmio Ho 67 164.930 32Indio In 49 114.82Iridio Ir 77 192.22Iterbio Yb 70 173.04Itrio Y 39 88.905 85Kriptón Kr 36 83.80Lantano La 57 138.905 5Laurencio Lr 103 260.105 4*Litio Li 3 6.941Lutecio Lu 71 174.967

Elemento SímboloNúmero atómico

Masa atómica

Magnesio Mg 12 24.305 0Manganeso Mn 25 54.938 05Meitnerio Mt 109 266*Mendelevio Md 101 258.098 6*Mercurio Hg 80 200.59Molibdeno Mo 42 95.94Neodimio Nd 60 144.24Neón Ne 10 20.179 7Neptunio Np 93 237.048 2Níquel Ni 28 58.693 4Niobio Nb 41 92.906 38Nitrógeno N 7 14.006 74Nobelio No 102 259.100 9*Oro Au 79 196.966 54Osmio Os 76 190.2Oxígeno O 8 15.999 4Paladio Pd 46 106.42Plata Ag 47 107.868 2Platino Pt 78 195.08Plomo Pb 82 207.2Plutonio Pu 94 244.064 2*Polonio Po 84 208.982 4*Potasio K 19 39.098 3Praseodimio Pr 59 140.907 65Prometio Pm 61 144.912 8*Protactinio Pa 91 231.035 88Radio Ra 88 226.025 4Radón Rn 86 222.017 6*Renio Re 75 186.207Rodio Rh 45 102.905 50Roentgenio Uuu 111 272*Rubidio Rb 37 85.467 8Rutenio Ru 44 101.07Rutherfordio Rf 104 261*Samario Sm 62 150.36Seaborgio Sg 106 263*Selenio Se 34 78.96Silicio Si 14 28.085 5Sodio Na 11 22.989 768Talio Tl 81 204.383 3Tantalio Ta 73 180.947 9Tecnecio Tc 43 97.902 2*Telurio Te 52 127.60Terbio Tb 65 158.925 34Titanio Ti 22 47.88Torio Th 90 232.038 1Tulio Tm 69 168.934 21Tungsteno W 74 183.85Ununbio Uub 112 285*Ununquadio Uuq 114 289*Uranio U 92 238.028 9Vanadio V 23 50.941 5Xenón Xe 54 131.29Yodo I 53 126.904 47Zinc Zn 30 65.39Zirconio Zr 40 91.224

* Masa del isótopo conocido con la mayor vida media.



el número atómico del hidrógeno es 1 (z = 1), por lo que este átomo tendrá un protón en su núcleo y un elec trón en la envoltura:

8O 8p+ y 8e–

17Cl 17p+ y 17e–

26Fe 26p+ y 26e–

47Ag 47p+ y 47e–

92U 92p+ y 92e–

Número de masa Por número de masa se entiende la suma de nucleones, es decir , protones más neutrones.

El número de masa se representa con la letra A y se escribe en la parte supe-rior izquierda del símbolo del elemento (AX). En ocasiones se coloca en la parte superior derecha.

Conociendo lo que indica tanto el númer o atómico como el de masa, se puede obtener el número de neutrones restando al número de masa el número atómico (N = A – Z).

Este número de neutrones se escribe en la parte inferior derecha del símbolo del elemento (XN).

Por ejemplo,

92238 U146

indica que el átomo de uranio en su núcleo contiene 92 protones, 146 neutro-nes y que la suma de ambos (número de masa) es igual a 238.

1735 Cl18

Z = 17 17p+ N = 18 18no A = 35 35 nucleones

Masa atómica

El número de masa y la masa atómica son dos conceptos distintos, aunque numéri-camente son casi iguales. E l número de masa se refiere al númer o de par tículas (protones y neutrones) de un átomo, mientras que la masa atómica indica la canti-dad de materia que hay en los átomos, es decir, la masa promedio de la mezcla de los isótopos del elemento. Dalton destacó la importancia de este concepto (véase Mode-lo atómico de Dalton) al indicar que los átomos de distintos elementos sólo diferían en su masa (peso atómico).

No resulta práctico medir la masa de los átomos en unidades conv encionales, gramos, por ejemplo, ya que la masa del átomo de hidrógeno sería:

0.000 000 000 000 000 000 000 001 6 g = 1.6 × 10–24 g


Para medir la masa de los átomos hay que emplear una unidad adecuada. O rigi-nalmente se tomó como base de comparación la masa del hidr ógeno (H1); después se relacionó con la masa del o xígeno (O16) y en la actualidad, a par tir de 1961, se toma como unidad de masa atómica (u) la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono (C12). De esta manera, la masa atómica relativa de un elemento se defi-ne como la masa de ese elemento, comparada con la masa de un átomo del isótopo del carbono 12.

Para determinar las masas atómicas se pueden seguir varios procedimientos, entre éstos tenemos:

Método del máximo común divisor Este procedimiento consiste en escoger v arios compuestos que contengan al elemento cuya masa atómica se desea conocer; en se-guida se determinan las masas molecular es de tales compuestos y mediante análisis químico cuantitativo se establece la proporción del elemento problema en cada uno de ellos.

Método de los calores específicos Se basa en la ley de Dulong y Petit, que establece que a temperatura suficientemente elevada, el producto del calor específico (C e) de diversos elementos sólidos por su peso atómico (masa atómica) (Ma) es una cantidad aproximadamente igual a 6.4. Es decir:

(Ce)(Ma) = 6·4

donde

Ma =

6 – 4C e


78

Compuestos de cloro Masa molecular Cloro contenido en la Mol

Ácido clorhídrico (HCl) 36.5 35.5

Cloruro de arsénico (III) (AsCl3,) 181.5 106.5

Cloruro de mercurio (II) (HgCl2) 271.0 71.0

Tetracloruro de carbono (CCl4) 154.0 142.0

Cloruro de estaño (SnCl4) 260.0 142.0

Tricloruro de fósforo (PCl3) 137.5 106.5

Cuadro 2.3 Cómo determinar la masa atómica del cloro

Al comparar los números obtenidos en la última columna, se obtiene como máximo común divisor 35.5, que es la masa atómica del cloro.



Como se observa en la segunda fórmula, al conocer el calor específico de un ele-mento, por sustitución puede obtenerse su masa atómica.

Este método no es muy exacto y no puede aplicarse a elementos de peso atómico bajo, como carbono, berilio, boro, silicio, etcétera.

El calor específico de una sustancia es la cantidad de calor necesaria, medida en calorías, para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de dicha sustancia (cal/g °C).

Por ejemplo, si el calor específico del plomo es 0.031 cal/g °C, su masa atómica será:

Ma = 6.4

0.031= 206.4

Si se observa el cuadro 2.2, la masa atómica del plomo es 207.2, con lo cual resal-tamos que este procedimiento no es exacto, sólo aproximado.

Espectrógrafo de masas Es un aparato empleado para determinar con gran exacti-tud las masas atómicas; fue inventado por F. W. Aston en 1920.

El principio en que se basa este aparato es muy simple. Supongamos que se dejan caer de cierta altura tres esferas del mismo tamaño per o de diferente material (cor-cho, madera, hierro), y que sobre ellas actúa una corriente de air e tal que las desvía antes de llegar al suelo; la esfera que pr esenta mayor desviación será la de cor cho, mientras que la de hierro sufre una desviación menor.

En el espectrógrafo de masas, los átomos y las moléculas sustituy en a las esferas del ejemplo anterior. Estas partículas se electrizan con carga positiva al perder uno o más electrones, se aceleran a velocidad elevada y se desvían por medio de un cam-po magnético.

Los átomos de masa diferente se separan y llegan a distintos puntos sobre una placa fotográfica. Según el grado de desviación y la fuerza del campo magnético, es posible calcular la masa atómica (figura 2.42).

Figura 2.42 Espectrógrafo de masas.

- - - - - - - - - - - -- - - - - - -

--

- --

---

Electrodo + –

Haz de electrones

Tubo de entrada

A fuente de voltaje

Filamentocaliente

Electrodo aceleradorde alto voltaje

Los polos magnéticosse encuentran atrásy adelante del plano

del papel

Campo magnético

Detector


Figura 2.44 Dos isótopos del sodio Ambos tienen 11 protones y 11 electrones, pero difieren del número de neutrones en el núcleo.

IsótoposAl estudiar la desviación de los átomos con espectrógrafos de masas, se demostró que algunos núcleos del mismo númer o atómico pueden tener masas difer entes. Los isótopos son átomos de un mismo elemento con distinto número de masa. Los isóto-pos de un mismo elemento son átomos cuyo núcleo es idéntico en cuanto al número de protones, pero tienen diferente número de neutrones.


80

11 electrones


Núcleo Núcleo

2311 Na

11 electrones


2411 Na

Figura 2.43 Isótopos del hidrógeno.


isótopo (Del griego) isos, igual y topos, lugar: mismo lugar

1 Protón (+)

1 Electrón (–)

Protio (1H) Deuterio (1H) Tritio (1H)

1 Electrón (–) 1 Electrón (–)

1 Protón (+) 1 Protón (+)

2 Neutrones (+)1 Neutrón (+)

1 2 3

Para distinguir a los isótopos entr e sí, se escribe el símbolo y como exponente la masa atómica aproximada; por ejemplo, H1 (protio), H2 (deuterio) y H3 (tritio) son los tres isótopos del hidrógeno.

El flúor está constituido por un solo isótopo natural; el oxígeno, por los isótopos naturales O16, O17 y O18; el estaño por un total de diez isótopos naturales; el uranio por U234, U235 y U238.

Las masas atómicas de los diferentes elementos son realmente el promedio de las masas de sus isótopos. Las masas de los isótopos de litio son 6 y 7, pero la masa ató-mica de este elemento es 6.941 que resulta de promediar las masas de los dos isóto-pos y, como se obser va, los isótopos de litio de masa 6 son los más abundantes porque el promedio (6.941) está más próximo al 7.

Para determinar la masa atómica pr omedio de un elemento, se multiplican las masas de sus isótopos por el por centaje de abundancia y estos productos se suman: el resultado es la masa atómica del elemento.


Figura 2.45 Las partículas de un átomo El número de protones de un átomo determina qué elemento es. Así, todos los átomos que contienen 3 protones en el núcleo son átomos de litio.El litio que se encuentra en la naturaleza tiene dos isótopos. El isótopo de la izquierda tiene 3 protones, 4 neutrones y 3 electrones y constituye el 92.6 del litio. El resto del litio (7.4%) son átomos con 3 protones, 3 neutrones y 3 electrones, tal como se muestra en la figura. Los isótopos se identifican indicando el número de masa después del nombre o del símbolo del elemento. Los dos isótopos del litio son Li7 y Li6.


Figura 2.46 Masas atómicas promedio Algunos elementos, como el sodio, sólo tienen una clase de átomos. El magnesio se encuentra como una mezcla de tres isótopos y el cobre como una mezcla de dos.

Problemas resueltos

El elemento cloro está formado por dos isótopos naturales; el isótopo 35 con una abundan-cia de 75.8% y el isótopo 37 con una abundancia de 24.2%. ¿C uál es la masa atómica del cloro?

35 × 75.8% = 26.53 37 × 24.2% = 8.954

35.484

La masa atómica del cloro es 35.484 u. El silicio está formado por una mezcla de tres isótopos naturales, 92.2% de isótopos de masa 28.0, 4.7% de isótopos de masa 29.0 y 3.09% de isótopos de masa 30.0. ¿Cuál es la masa atómica del elemento silicio?

28.0 × 92.2 % = 25.816 29.0 × 4.7 % = 1.363 30.0 × 3.09% = 0.927 28.106

La masa atómica del silicio es 28.106 u.

Li 7

Protón



Li 6

Neutrón

Electrón

100%Na23

79%Mg24

10%Mg25

11%Mg26

69.2%Cu63

30.8%Cu65


Desarrollo de la tabla periódica

Tríadas de Döbereiner

El primer intento serio se atribuye a Döbereiner, quien, en 1817, sugiere colocar a los elementos conocidos en su tiempo en grupos de tres: cloro, bromo y yodo; litio, sodio y potasio; azufre, selenio y telurio, etcétera. Los elementos que integran estos grupos, llamados tríadas de Döbereiner, tienen propiedades similares y además la masa atómi-ca del elemento central de cada tríada es el promedio de las masas de los otros dos.

Octavas de Newlands

En 1865, Newlands ordenó los elementos conocidos en su época en forma cr e-ciente, atendiendo a su peso atómico y, omitiendo al hidrógeno, observó que las propiedades de cada octavo elemento eran semejantes, es decir , empezando en cualquier elemento, el octavo es como una repetición del primero. A este arreglo se le llama ley de las octavas de Newlands.

Li Be B C N O FNa Mg Al Si P S Cl

Un arreglo más exacto de los elementos conocidos en 1869, se debe al químico ruso Mendeleiev y en éste se basan las actuales tablas periódicas.

Ley periódica de Mendeleiev

Mendeleiev estableció la ley periódica, la cual indica que las pr opiedades de los ele-mentos químicos están en función periódica de sus masas atómicas.


82

Los átomos de un elemento constan, en general, de varios isótopos. Los isótopos son átomos que tienen el mismo nú-mero de electrones y diferente número de neutrones. La pro-porción de isótopos en los elementos que se encuentran en animales y humanos vivos refl ejan cuál es su dieta.

Por ejemplo, los elefantes africanos que se alimentan de pastos tienen distinta proporción de C13/C12 en sus tejidos, comparada con aquellos que consumen principalmente ho-jas de árboles. Esto se debe a que el pasto tiene un patrón de crecimiento muy diferente al de las hojas de los árboles, entonces se adquieren distintas cantidades de C13/C12 del CO2 atmosférico. Como los elefantes que comen hojas de árboles y los que se alimentan de pastos habitan en distintas áreas de África, las diferencias observadas en las proporciones de isótopos C13/C12 en las muestras de marfi l de elefante, han permitido a las autoridades identifi car el origen de muestras ilegales de marfi l.

Otro caso de investigación isotópica se refi ere a la tumba del rey Midas, rey de Frigia en el siglo �� a. C. (y que según cuenta la leyenda, todo lo que tocaba lo convertía en oro). El análisis de los isótopos de nitrógeno encontrados en el destruido sarcófago del rey reveló detalles de su dieta. Los científi cos descubrieron que las proporciones de N15/N14 de los carnívoros son más altas que las de los herbívoros, éstas a su vez son más altas que las de las plantas. El organismo responsable de la desintegración del sarcófago de madera del rey tenía altos valores de nitrógeno. Los investigadores descu-brieron que el origen de este nitrógeno era el mismo cuerpo del rey muerto. Como la madera podrida bajo su cuerpo, ya desintegrado, presentaba una elevada proporción de N15/N14, los científi cos pudieron afi rmar que la dieta del rey era rica en carne.

Estas anécdotas ilustran que los isótopos pueden ser una valiosa fuente de información biológica e histórica.

Lectura Cuentos de isótopos



La gran importancia de esta ley radica en que muestra que la clasificación de los elementos es completamente natural.

De esta manera M endeleiev, al clasificar los elementos, pr edijo la existencia de algunos cuyo descubrimiento fue posterior.

Ley periódica basada en el número atómico

En el arreglo de los elementos de M endeleiev, que se llama tabla periódica, hay cuatro pares de ellos que no siguen el orden ascendente de su peso o masa ató-mica; esto fue modificado a principios del siglo xix, cuando se conoció más a fondo la estructura del átomo y los elementos se ordenaron de manera crecien-te, y no atendiendo a su masa, sino a su número atómico (z); de tal forma, la ley periódica se modificó indicando que las propiedades de los elementos están en fun-ción periódica de sus números atómicos.

Tabla periódica larga

La clasificación actual recibe el nombre de tabla periódica larga. En esta tabla se distinguen columnas verticales llamadas grupos y renglones horizontales llama-dos periodos. La tabla periódica de los elementos organiza los elementos químicos.

A los grupos se les asignaban números romanos, el cero y las letras A y B. Pero a partir de 1987, el Comité de Nomenclatura de la American Chemical Society recomendó designar el grupo con los números del 1 al 18. O bserva esto en el encabezado de cada grupo en la tabla periódica de la página 82.

En tanto, los periodos se identifican con números del 1 al 7.

Primera tabla de Mendeleiev (1869)

Ti 50 Zr 90 ? 180 V 51 Nb 94 Ta 182 Cr 52 Mo 96 W 186 Mn 55 Rh 104.4 Pt 197.4 Fe 56 Ru 104.4 Ir 198 Ni, Co 59 Pd 106.6 Os 199 H 1 Cu 63.4 Ag 108 Hg 200 Be 9.4 Mg 24 Zn 65.2 Cd 112 B 11 Al 27.4 ? 68 Ur 116 Au 197? C 12 Si 28 ? 70 Sn 118 N 14 P 31 As 75 Sb 122 Bi 210? O 16 S 32 Se 79.4 Te 128? F 19 Cl 35.5 Br 80 1 127 Li 7 Na 23 K 39 Rb 85.4 Cs 133 TI 204 Ca 40 Sr 87.6 Ba 137 Pb 207 ? 45 Ce 92 ?Er 45 La 94 ?Yt 60 Dy 95 ?Im 75.6 Th 188?



84

1) Los lantánidos y actínidos se insertan en el lugar donde señala la flecha.2) En fechas recientes se publicó que existen elementos con número atómico mayor al 111, sin embargo esto no ha sido confirmado.3) Los elementos con letra gris son artificiales.

H1

1+ –

1.00

8Hi

dróge

no

Li3

1

6.94 Litio

Na111

22.9

9So

dio K19

1

39.1

Potas

io

Rb371

85.4

7Ru

bidio

Cs551

132.

91Ce

sio

Fr87

1

(223

)Fra

ncio

Be42

9.01

Berili

o

Mg

122

24.3

1Ma

gnes

io

Ca202

40.0

8Ca

lcio

Sr382

87.6

2Es

tronc

io

Ba562

137.

33Ba

rio

Ra882

(226

)Ra

dio

Sc213

44.9

5Es

cand

io

Y39

3

88.9

0Itri

o

Lu713

174.

97Lu

tecio

Lr103

3

(262

)La

urenc

io

Ti224 3

47.9

0Tit

anio

Zr404

91.2

2Cir

conio

Hf724

178.

49Ha

fnio

Rf10

4 (261

)Ru

therfo

rdio

V23

5 4 3 250

.94

Vana

dio

Nb415 3

92.9

1Ni

obio

Ta735

180.

95Ta

ntalio Db

105 (2

62)

Dubn

io

Cr243 6 2

51.9

9Cr

omo

Mo

422

95.9

4Mo

libde

no

W74

183.

85Tu

ngste

no

Sg10

6 (263

)Se

aborg

io

Mn

253

54.9

4Ma

ngan

eso

Tc437

(98)

Tecn

ecio

Re757, 4 6 5

186.

21Re

nio Bh10

7 (264

)Bo

hrio

Fe263 2

55.8

4Hie

rro

Ru448

101.

07Ru

tenio

Os768

190.

24Os

mio

Hs10

8 (265

)Ha

ssio

Co272 3

58.9

3Co

balto

Rh453 2 4

102.

91Ro

dio Ir77

4 2 3 619

2.22

Iridio Mt

109 (2

68)

Meitn

erio

Ni282 3

58.6

9Níq

uel

Pd462 4

106.

36Pa

ladio

Pt784 2

195.

09Pla

tino

Ds11

0 (281

) D

armsta

dtio

Cu292 1

63.5

4Co

bre

Ag471

107.

87Pla

ta

Au793 1

196.

97Or

o Rg11

1 (272

) Ro

entge

nio

Zn302

65.3

8Cin

c

Cd482

112.

40Ca

dmio

Hg802 1

200.

59Me

rcurio

Uub

112 (2

85)

Unu

nbio

Ga313

69.7

2Ga

lio

In493

114.

82Ind

io

Ti81

1 3

204.

37Ta

lio Uut

113 (2

84)

Unun

trio

B5

3

10.8

1Bo

ro

Al133

26.9

8Alu

minio

Ge324

72.6

4Ge

rman

io

Sn504 2

118.

69Es

taño

Pb822 4

207.

19Plo

mo

Uuq

114 (2

89)

Unun

quad

io

C64 2

12.0

1Ca

rbono

Si14

4

28.0

8Sil

icio

+ –

As333 5

74.9

2Ars

énico

Sb513 5

+ –

121.

75An

timon

io

Bi833 5

208.

98Bis

muto

Uup

115 ( 2

88)

Unu

npen

tio

N73 5 4 2

14.0

1Nit

rógen

o

P15

3 5

30.9

7Fó

sforo+ –

Se344 2 6–

78.9

6Se

lenio

Te52

127.

6Te

luro

Po842 4

(209

)Po

lonio

Uuh

116 (2

92 )

Unun

hexio

O82

15.9

9Ox

ígeno

S16

2 6 4

32.0

6Az

ufre–

+ – + –

+ –

Br351 5

79.9

0Bro

mo I53

1 5 7

126.

90Yo

do

At851 3 5 7

(210

)As

tato

Uus

117 (2

91 )

Unun

septi

o

F9

1

18.9

9Flú

or

Cl171 3 5 7

35.4

5Clo

ro

– + – + – + –

Kr360

83.8

Criptó

n

Xe540

131.

3Xe

nón

Rn860

(222

)Ra

dón

Uuo

118 ( 2

93)

Unun

octio

Ne100

20.1

8Ne

ón

Ar180

39.9

4Ar

gón

He20

4.03 Helio

6, 5 4 3

26, 5 4 3

4,

2 7 6

3

4, 2 3 6 4, 2 3 6

4 2 6–+ –

La573

138.

9La

ntano

Ac893

(227

)Ac

tinio

Ce583 4

140.

1Ce

rio

Th90

232

Torio

Pr593 4

140.

9Pra

seod

imio

Pa91

231

Protac

tinio

Nd603

144.

2Ne

odim

io

U92

238

Uran

io

Pm613

(145

)Pro

metio

Np93

237

Neptu

nio

Sm623 2

150.

3Sa

mario

Pu94

(244

)Plu

tonio

Eu633 2

152

Europ

io

Am95

(243

)Am

ericio

Gd643

157.

2Ga

dolin

io

Cm96

(247

) Cu

rio

Tb653 4

158.

9Te

rbio

Bk97

(247

) Be

rqueli

o

Dy663

162.

5Di

spros

io

Cf98

(251

) C

alifor

nio

Ho673

164.

9Ho

lmio

Es99

(252

) Ei

nsten

io

Er683

167.

2Erb

io

Fm100 (2

57)

Ferm

io

Tm693 2

168.

9Tu

lio

Md101 (2

58 )

Mend

elevio

Yb703 2

173

Iterbi

o

No102 (2

59 )

Nobe

lio

46 5 4 3

5 6 4 3

4 6 5 3

3 2 4

4 33

33

3 23

5 43

Sím

bolo

Núm

ero

de o

xidac

ión

Mas

a at

ómica

Nom

bre

Núm

ero

atóm

ico

Esta

do d

e ag

rega

ción

Sólid

oLíq

uido

Gas

Artifi

cial

Met

ales

Met

aloid

es

No m

etale

s

Iner

tes

1 2 3 4 5 6 7

Lant

ánid

os

Actín

idos

1

2

34

56

78

910

1112

1314

1516

17

18

12

34

56

78

910

1112

1314

1516

1718

I AII

AIII

BIV

BV

BVI

BVI

I BVI

II B

I BII

BIII

AIV

AV

AVI

AVI

I A0

Grup

o



Efectúa la distribución electrónica de los átomos que se indi-can. Te proporcionamos un ejemplo en cada grupo. Veamos qué indica el número de grupo y el número de

periodo en esta tabla, tratando algunos átomos de los gru-pos 1(1A), 2(2A), 13(3A), 14(4A), 15(5A), 16(6A), 17(7A) y 18(8A), llamados representativos.

Distribución electrónicaManosa la obra

Grupo Confi guración electrónica Núm. de electrones en el último nivel Núm. de niveles energéticos

1(1A)

1H

3Li

11Na 1s2, 2s2 2p6, 3s1 1 3

2(2A)

4Be

12Mg

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

13(3A)

5B 1s2, 2s2 2p1 3 2

13Al

31Ga

14(4A)

6C

14Si

32Ge 1s2, 2s22p6, 3s23p6, 4s23d104p2 4 4

15(5A)

7N

15P 1s2, 2s22p6, 3s23p3 5 3

33As

16(6A)

8O 1s2, 2s2, 2p4 6 2

16S

34Se

17(7A)

9F

17Cl 1s2, 2s22p6, 3s23p5 7 3

35Br

18(8A)

2He

10Ne

18Ar 1s2, 2s22p6, 3s23p6 8 3


Ejercicios

Contesta lo que se te pide:

¿Cuántos electrones tienen en su último niv el energético los átomos de los elementos del grupo 1(1A)? ___________________________________________________________

¿Cuántos electrones tienen en su último niv el energético los átomos de los elementos del grupo 2(2A)? ___________________________________________________________

¿Cuántos electrones tienen en su último niv el los átomos de los elementos del gr upo 13(3A) ________________________________________________________________

¿Y los del 14(4A)? ________________________________________________________

¿Los del 15(5A)? _________________________________________________________

¿Los del 16(6A)? _________________________________________________________

¿Los del 17(7A)? _________________________________________________________

¿Los del 18(8A)? _________________________________________________________

Se exceptúa el He, ya que su único nivel se completa con 2e –.

Entonces ¿qué te indica el número de los grupos 1 y 2 y el segundo dígito de los grupos 13 al 18? _________________________________________________________________

Como ya indicamos, a los r englones horizontales se les llama periodos y se les asignan los números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

¿Con qué relacionas esos siete números? _______________________________________

Observa la distribución electrónica que hiciste anteriormente y contesta:

¿En qué periodo se encuentran el hidrógeno (H) y el helio (He)? ________________

¿Cuántos niveles de energía tienen? ______________________________________

¿En qué periodo se encuentran el Li, Be, B, C, N, O, F y Ne? __________________

¿Cuántos niveles de energía tienen? ______________________________________

¿Cuántos niveles tienen los del periodo 3? (Na, Mg, …) ___________________________

¿Y los del 4? (K, Ca, Ga, …) ________________________________________________

¿Y los del periodo 5? ______________________________________________________

¿Y los del 6? ____________________________________________________________

¿Y los del periodo 7? ______________________________________________________

¿Qué te indica el número del periodo? ______________________________________

El periodo 6 comprende también a los elementos llamados lantánidos, que forman el primero de los renglones que se encuentran en la parte inferior de la tabla periódica (del 57 al 70).


86



Al periodo 7 también corresponden los elementos llamados actínidos, que forman el se-gundo renglón de la parte inferior (del 90 al 103).

¿Cuántos elementos forman el periodo 1? ______________________________________

¿Cuántos elementos forman el periodo 2? ______________________________________

¿Y cuántos el 3? _________________________________________________________

¿Y el 4? ________________________________________________________________

¿Y el 5? ________________________________________________________________

¿Y el 6? ________________________________________________________________

¿Y el 7? ________________________________________________________________

¿En qué periodo se encuentra el yodo (I)? ______________________________________

¿En cuál grupo está? ___________________________________________________

¿Cuántos niveles de energía tiene un átomo de yodo? _____________________________

¿Cuántos electrones tiene en su último nivel? ___________________________________

¿En qué periodo se localiza el calcio (Ca)? ______________________________________

¿En cuál grupo se encuentra? _____________________________________________

¿Cuántos electrones tiene el átomo de calcio en su último nivel? _____________________

¿Cuántos niveles tiene? ____________________________________________________

De acuerdo con su ubicación en la tabla periódica, indica el número de niveles y el número de electrones que tienen en su último nivel los siguientes átomos:

Número de niveles Número de e– en el último nivel

Aluminio (Al) ________________________ ________________________

Sodio (Na) ________________________ ________________________

Fósforo (P) ________________________ ________________________

Cloro (Cl) ________________________ ________________________

Argón (Ar) ________________________ ________________________

Francio (Fr) ________________________ ________________________

Radio (Ra) ________________________ ________________________

Hasta ahora hemos visto que el número del grupo indica cuántos electrones hay en el último nivel energético, y el número del periodo indica el número de niveles. Ahora bien, la confi-


guración de la tabla periódica moderna es el resultado directo del orden con el que los elec-trones llenan los subniveles energéticos y los orbitales (revisa el principio de máxima sencillez). Observa la figura 2.47.

Además, recuerda que a los orbitales se les asignan las letras s, p, d, f.


88

Figura 2.47 La tabla periódica: clave para la configuración electrónica No es necesario memorizar las configuraciones electrónicas si puedes interpretar los bloques s, p, d y f que se muestran en esta tabla periódica. Para escribir las configuraciones electrónicas avanza de izquierda a derecha, a lo largo de un periodo, llenando los orbitales que corresponden a los bloques s, p, d y f.

H1

Li3

Be4

Na11

Mg12

19

K Ca20

Rb37

Sr38

Cs55

Ba56

Fr87

Ra88

TiSc V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

CdAgPdRhRuTcMoNbZrY

Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

UubRgDsMtHsSgDbRfLr Bh

22 23 24 25 26 27 28 29 30

48474645444342414039

71 72 73 74 75 76 77 78 79 80

112111110109108107106105104103

21

Cl

B C N O F Ne

He

ArSPSiAl

KrBrSeAsGeGa

XeITeSbSnIn

RnAtPoBiPbTi

Uut Uuq Uup Uuh Uuo

5 6 7 8 9 10

2

181716151413

363534333231

545352515049

8685848281

113 114 115 116 118

83

Pa

La57

Ce58

Pr59

Nd60

Pm61

Sm62

Eu63

Gd64

Tb65

Dy66

Ho67

Er68

Tm69

Yb70

No102

Md101

Fm100

Es99

Cf98

Bk97

Cm96

Am95

Pu94

Np93

U9291

Th90

Ac89

1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

Región s Región d

Región f

Región p

2p

3p

4p

5p

6p

7p

3d

4d

5d

6d

4f

5f

2

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

13 14 15 16 17

181

Orbital Número máximo de electrones s 2

p 6 d 10 f 14

En la figura 2.47 podrás apr eciar cuatro regiones: la región s con 2 columnas, la región p con 6 columnas, la r egión d con 10 y la r egión f con 14, con lo anterior deducimos que el número de columnas, según la región, corresponde al máximo de electrones que puede haber en los orbitales s, p, d o f.

Para conocer qué representan estas regiones veamos la configuración electrónica abreviada de dos elementos de cada región:

Región s

37Rb[Kr] 5s1 56Ba[Xe] 6s 2

Cada renglón de la r egión s empieza con los númer os de los niv eles energéticos (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y el orbital s.

En el caso del Rb su subniv el externo es el 5 s con 1 electrón, con esto se deduce también que el nivel energético exterior es el 5.


En el Ba su último subnivel es el 6s2.

Región p 35Br[Ar] 3d10, 4s24p5

En este caso es el 4p5 el subnivel externo y su nivel energético de mayor energía es el 4 con 7 electrones (4s 2 4p5).

13Al[Ne] 3s 23p1

El último subnivel del Al es el 3p1 y su último nivel es el 3 con 3 electrones.

Región d 21Sc[Ar] 4s2, 3d 1

Su último subnivel es el 3d 1, pero el nivel exterior es el 4 con 2 electr ones en el orbital s.

30Zn [Ar]4s 2, 3d 10

Último subnivel: 3d 10, pero su nivel exterior es el 4 con 2 electrones en el orbital s que son los electrones de valencia para este elemento.

Figura 2.48 Configuración electrónica de los elementos de transición 3d A lo largo del bloque d se adicionan 10 electrones, lo cual satura los orbitales d. Observa que el cromo y el cobre tienen un solo electrón en el orbital 4s. Tales excepciones no predecibles muestran que las energías de los subniveles 4s y 3d son parecidas.


3 4 5 6 7 8 9 10 11 12

Zinc30Zn

[Ar]4s2 3d10

Cobre29Cu

[Ar]4s1 3d10

Níquel28Ni

[Ar]4s1 3d8

Cobalto27Co

[Ar]4s2 3d7

Hierro26Fe

[Ar]4s2 3d6

Manganeso25Mn

[Ar]4s2 3d5

Cromo24Cr

[Ar]4s1 3d5

Vanadio23V

[Ar]4s2 3d3

Titanio22Ti

[Ar]4s4 3d2

Escandio21Sc

[Ar]4s2 3d1

3d

Región f

58Ce[Xe] 6s 2, 4f 2

Su último subnivel es el 4f 2, pero sus electrones de valencia están en el nivel 6 y son 2.

92U[Rn]7s2, 5f 4

Su último subnivel es el 5f 4 y sus electrones de valencia son 2 y están en el nivel 7, que es el de mayor energía.

Las dos filas de la r egión f son los lantánidos (números atómicos del 58 al 71) y los actínidos (números atómicos del 90 al 103) y reciben el nombre de elementos de transición interna.

La clave para la configuración electrónica hace innecesario memorizar tales confi-guraciones, así puedes interpretar los bloques o regiones s, p, d y f.

Veamos el siguiente ejercicio:

15P

Al consultar la tabla periódica vemos que su último subnivel es el 3p. Veamos la gráfica que nos pr oporciona el orden de llenado de los subniv eles y

marquemos el subnivel 3p; sigamos el or den inverso llenando, con el máximo de electrones, los subniveles internos al 3p:


1s

2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p

1s2, 2s22p6, 3s2

Contemos los electrones que son 12, entonces los 3 que faltan se colocan en el subnivel 3p y quedaría

15P 1s 2, 2s 22p6, 3s 23p3

Ley periódica actual

La ley periódica mencionada debe modificarse con base en la tabla cuántica, indican-do que la periodicidad en la variación de las propiedades químicas de los elementos es consecuencia y función del númer o atómico y de la configuración electr ónica. Obsérvala más adelante.

En esta tabla se aprecia un desplazamiento diagonal de los v alores de n para indicar los valores progresivos de la suma (n + l ).

Los valores de n de los electrones del orbital de más energía (exterior) se localizan siguiendo ese desplazamiento diagonal de derecha a izquierda.

Los valores de l del orbital exterior de los átomos se localizan en la parte superior (l = 3, l = 2, l = 1 y l = 0) y constituyen cuatro agrupamientos verticales forman-do cuatro clases de elementos que se indican en la parte inferior de la tabla.

Tabla cuántica

Los elementos vistos en estos temas son el fundamento de la tabla cuántica.En la tabla cuántica los elementos químicos también se encuentran or denados en

forma creciente de acuerdo con su número atómico y, además, en su estructuración se toma en cuenta la configuración electrónica en orbitales atómicos.

Incluye, en la parte superior izquierda, los cuatro números cuánticos.

Clase f cuando l = 3 Clase d cuando l = 2 Clase p cuando l = 1 Clase s cuando l = 0

Los valores de m y s también se localizan en la parte superior, además del número de electrones que hay en el último orbital.

Los periodos se leen horiz ontalmente, de izquierda a derecha, y se les asignan números arábigos: son ocho y representan la suma de los valores de n + l (recuerda el principio de máxima sencillez que indica el orden en que deben estructurarse los subniveles).


90



LaCe

PrNd

PmSm

EuGd

TbDy

HoEr

TmYb

AcTh

PaU

NpPu

AmCm

BkCf

EsFm

MdNo

LuHf

TaW

Re

LrRf

DbSg

Bh

ScTi

VCr

Mn

YZr

NbMo

Tc

OsIr

PtAu

Hg

HsMt

DsRg

Uub

Uut

Uuq

Uup

FeCo

NiCu

Zn

RuRh

PdAg

Cd

RnKrArNe

HeH

Xe

FrRbKNa Cs

RaSrCaMg

LiBe Ba

As

BC

N

SiP

SeBr

TeI At

OF

SCl

TlPb

Bi

GaAl

Ge

InSn

Sb

Po

5758

5960

6162

6364

6566

6768

6970

8990

9192

9394

9596

9798

9910

010

110

2

19a

20a

21a

22a

23a

24a

25a

26a

27a

28a

29a

30a

31a

32a

7172

7374

75

103

104

105

106

107

2122

2324

25

3940

4142

43

9a10

a11

a12

a13

a

7677

7879

80

108

109

110

111

112

2627

2829

30

4445

4647

48

14a

15a

16a

17a

18a

86 118361810

21

54 8a

87 119371911 55 1a

88 120382012

34 56 2a

33

56

7

1415

3435

5253 85

89

1617

8182

83

113

114

115

3113

32

4950

51

3a4a

5a

84 116

117

6a7a

fD

E LA

S TI

ERRA

S RA

RAS

dD

E TR

ANSI

CIÓ

N

p

REPR

ESEN

TATI

VOS

FAM

ILIAS

CLA

SES

P E R I O D O S

1 2 3 4 5 6 7 8

1 2 3 4 5 6 7 81

23

45

68

910

1112

1314

12

34

67

89

101

24

56

2

00,

0,0,

–1+1

,–2

,+2

,–3

,+3

–1,

+1,

–2,

+2–1

,+1

s

electr

ones

75

31


Ejercicio

Contesta las siguientes preguntas:

¿Cuántos elementos forman el periodo 1? _____________________________________

¿Cuántos e1 2? _________________________________________________________

¿Cuántos el 3? _________________________________________________________

¿Cuántos el 4? _________________________________________________________

¿Cuántos el 5? _________________________________________________________

¿Cuántos el 6? _________________________________________________________

¿Cuántos el 7? _________________________________________________________

¿Cuántos el 8? _________________________________________________________

¿Está completo el periodo número 8? ________________________________________

¿Cuántos elementos le faltan? ______________________________________________

Las familias forman las columnas verticales y son 32. _____________________________

La 1a. y 2a. familias constituyen la clase s. _____________________________________

De la 3a. a la 8a. la clase _________________________________________________

De la 9a. a la 18a. la clase ________________________________________________

De la 19a. a la 32a. la clase ________________________________________________

¿Cuántas familias forman la clase s ? __________________________________________

¿Cuántas familias forman la clase p ? _________________________________________

¿Cuántas familias forman la clase d ? _________________________________________

¿Cuántas familias forman la clase f ? _________________________________________

¿Con qué relacionas estos números? _________________________________________

La tabla cuántica sir ve para conocer la configuración electr ónica de los átomos y encontrar fácilmente los electrones que tienen en su último subnivel.

Te presentamos los siguientes ejemplos.

Fe

26

En primer lugar se localiza en la tabla.

El valor de n del subnivel exterior se encuentra siguiendo los renglones diago-nalmente hacia la derecha y es 3.

¿A qué clase pertenece este elemento? ____________________________________

Esto indica que sus electrones exteriores están en un subnivel d. El número de electrones que hay en ese subnivel se localiza en la par te supe-

rior y es 6.


92


Comprobemos los tr es aspectos anterior es representando la configuración electrónica de 26Fe.

26Fe 1s 2 2s 2 2p6 3s 2 3p6 4s 2 3d 6

¿Cuántos electrones tiene en su último subnivel el 20Ca y cuál es éste?

Valor de n… 4 Clase... s Número de electrones… 2 El último subnivel será el 4s2

Comprobemos lo anterior representando su configuración electrónica:

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

La tabla cuántica te será útil para conocer la configuración electr ónica de cual-quier elemento de acuerdo con las instrucciones dadas.

Los conocimientos anteriores son fundamentales para comprender algunas de las pro-piedades químicas de los elementos, pues se ha demostrado que durante los cambios químicos el núcleo atómico no sufre alteración alguna, y que son los electrones de los subniveles exteriores los que juegan un papel determinante en dichos cambios.

Tabla periódica Tabla cuántica

Características de los elementos para su ordenamiento

Número atómico Número atómico y confi guración electrónica

Número de periodos 7 (se basan en los niveles energéticos)

8 (se basan en los valores de n + l )

Modelo atómico en el que se basa

Modelo atómico de Bohr Modelo atómico actual de Dirac-Jordan

Situación de los lantánidos y actínidos

Fuera de la tabla Integrados a ella constituyen la clase f

Al emplear como criterio or denador la configuración electr ónica y observar las cuatro clases o bloques de elementos (s, p, d, f ) se reconocen cuatro tipos fundamen-tales de elementos: gases rar os o nobles, elementos r epresentativos, elementos de transición y elementos de transición interna.Gases raros o nobles Tienen la capa de valencia (n) llena, configuración ns2np6 (don-de n es el número cuántico, espacio energético fundamental o número de nivel prin-cipal de la capa de valencia excepto el He, cuya configuración es 1s2). Elementos representativos En su capa de v alencia los electrones ocupan los orbi-tales s y p; la configuración respectiva de la capa de valencia es: ns1 (1a. familia), ns2 (2a. familia), ns2np1 (3a. familia), ns2np2 (4a. familia), ns2np3 (5a. familia), ns2np4 (6a. familia) y ns2np5 (7a. familia).Elementos de transición En éstos un orbital d está incompleto pudiendo tener de 1 a 10 electrones. El orbital s del siguiente nivel energético tiene 2 electrones (excep-cionalmente uno solo).Elementos de transición interna Tienen incompletos los niveles penúltimo y ante-penúltimo. En el nivel antepenúltimo está incompleto el orbital f, que puede tener de 1 a 14 electrones.

Investiga

Según la tabla cuántica, indica con sus electrones los subniveles exteriores de:

11Na, 30Zn, 35Br, 47Ag, 92U

93932.5Principales familias de elementos

Cuadro 2.4 Diferencias entre la

tabla periódica y la tabla cuántica.


Mapa conceptual 2.5

Metales alcalinos (I A)

Elementos químicos

Metales Semimetales

Metales de transición interna (Bloque f )

Metales de transición (Bloque d)

Metales alcalinotérreos (II A)

No metales Gases raros

Halógenos (VII A)son los

su familia representativasus ramas principales son

se clasifi can en


94

2.5 Principales familias de elementos

De acuerdo con ciertas características comunes, los elementos se clasifican en meta-les, no metales, gases raros o nobles y semimetales o metaloides.

En la tabla periódica larga los gases rar os se localizan en el gr upo 18(8A); los no metales en el triángulo comprendido al trazar una línea diagonal del B (bor o) al At (astato) y de éste al F (flúor); el resto de los elementos son metales.

En la tabla cuántica, los gases rar os constituyen la 8a. familia; los no metales se localizan en el triángulo mencionado en el párrafo anterior y el resto son metales. (El He, por ser 2e– externos, se coloca en la 2a. familia.)

Propiamente, el hidrógeno (H) no es metal, no metal, ni gas noble y se le coloca en el grupo 1A o 1a. familia, aunque no forma parte de los metales alcalinos.

Las propiedades de los metales y no metales se pueden explicar en función de su distribución electrónica.

Por ejemplo, el hecho de que los metales sean buenos conductor es del calor y la electricidad, se debe a que tienen pocos electr ones de valencia (1, 2 o 3) y a que el núcleo no los atrae firmemente, pasando con facilidad de un átomo a otro. En los no metales la situación es inversa, ya que tienen gran tendencia a atraer electrones.

Hasta ahora se han mencionado características comunes de los metales y no metales. A continuación veamos las propiedades de las principales familias de elementos

en la tabla cuántica.


Figura 2.49 Tendencias de las propiedades metálicas El patrón metal-metaloide-no metal-gas noble es típico en cada periodo de los elementos del grupo principal. El periodo 2 empieza con un metal, el litio, y termina con un gas noble, el neón. Entre ellos están el metal berilio, el metaloide boro y los no metales carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor. Recuerda que los metales más activos, de los grupos 1 y 2, están en la región s de la tabla periódica. Los metaloides, no metales y los metales menos activos están en la región p de la tabla periódica.


5METALES

3NO METALES

1GASESRAROS

2METALES

4METALOIDES

La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb

Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

Lu Hf Ta W Re

Lr Rf Db Sg Bb

Sc Ti V Cr Mn

Y Zr Nb Mo Tc

Os Ir Pt Au Hg

Hs Mt

Fe Co Ni Cu Zn

Ru Rh Pd Ag Cd

Rn

Kr

Ar

Ne

He

H

Xe

Fr

Rb

K

Na

Cs

Ra

Sr

Ca

Mg

Li Be

Ba

As

B C N

Si P

Se Br

Te I

At

O F

S Cl

Tl Pb Bi

Ga

Al

Ge

In Sn Sb

Po

Uut UuqUupDs Rg Uub

57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70

89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 10219a 20a 21a 22a 23a 24a 25a 26a 27a 28a 29a 30a 31a 32a

71 72 73 74 75

103 104 105 106 107

21 22 23 24 25

39 40 41 42 43

9a 10a 11a 12a 13a

76 77 78 79 80

108 109 110 111 112

26 27 28 29 30

44 45 46 47 48

14a 15a 16a 17a 18a

86

118

36

18

10

2

1

54

8a

87

119

37

19

11

55

1a

88

120

38

20

12

3 4

56

2a

33

5 6 7

14 15

34 35

52 53

85

8 9

16 17

81 82 83

113 114 115

31

13

32

49 50 51

3a 4a 5a

84

116 1176a 7a

1

2

3

4

5

6

7

2

1

13 14 15 16 17

18

Metal

No metal

Metaloide

Hidrógeno

H1

Litio

Li3

Sodio

Na11

Potasio

K19

Rubidio

Rb37

Cesio

Cs55

Francio

Fr87

Berilio

Be4

Magnesio

Mg12

Calcio

Ca20

Estroncio

Sr38

Bario

Ba56

Radio

Ra88

Galio

Ga31

Indio

In49

Talio

Ti81

Ununtrio

Uut113

Boro

B5

Aluminio

Al13

Germanio

Ge32

Estaño

Sn50

Plomo

Pb82

Ununquadio

Uuq114

Carbono

C6

Silicio

Si14

Arsénico

As33

Antimonio

Sb51

Bismuto

Bi83

Ununpentio

Uup115

Nitrógeno

N7

Fósforo

P15

Selenio

Se34

Teluro

Te52

Polonio

Po84

Ununhexio

Uuh116

Oxígeno

O8

Azufre

S16

Bromo

Br35

Yodo

I53

Astato

At85

Flúor

F9

Cloro

Cl17

Criptón

Kr36

Xenón

Xe54

Radón

Rn86

Ununoctio

Uuo118

Neón

Ne10

Argón

Ar18

Helio

He2

Figura 2.50 Principales familias de elementos en la tabla cuántica.



96

Cuadro 2.5 Principales características de los metales y no metales.

Metales No metales

Son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio (Hg) que es líquido.

Algunos son sólidos, otros son gaseosos y el único líquido es el bromo a temperatura ambiente.

La mayor parte son más densos que el agua excepto el litio (Li), el sodio (Na) y el potasio (K).

En general son menos densos que el agua.

Presentan brillo o lustre metálico. No brillan.

Son maleables, es decir, se les puede convertir en láminas (el oro [Au] es el más maleable).

No son maleables, los que son sólidos se pulverizan al golpearlos.

Son dúctiles, es decir, se puede hacer con ellos hilos o alambres.

No son dúctiles.

Son buenos conductores del calor. No son buenos conductores del calor.

Son buenos conductores de la electricidad (la plata [Ag] es el mejor conductor).

No son buenos conductores de la electricidad.

Su molécula es monoatómica. Sus moléculas no son monoatómicas.

Sus átomos tienen uno, dos o tres electrones en su último nivel energético.

Sus átomos tienen 5, 6 o 7 electrones en su último nivel energético.

Sus átomos al combinarse pierden electrones convirtiéndose en iones positivos (cationes).

Sus átomos al combinarse ganan electrones convirtiéndose en iones negativos (aniones).

Se combinan con el oxígeno para formar óxidos básicos (por ejemplo, el óxido de hierro).

Se combinan con el oxígeno para formar óxidos ácidos (por ejemplo, el óxido de azufre).

Puedes comparar la tabla periódica larga con la cuántica, apr eciarás que sólo hay una distribución diferente de los bloques s, p, d, f.

Metales alcalinos Estos elementos forman la 1a. familia o grupo 1A y por el hecho de tener 1 electrón en su nivel exterior (ns1), tienden a perderlo y su número de oxidación es 1+.

Ejercicio

Escribe las configuraciones electrónicas abreviadas que no están resueltas.

3Li[He]2s1 11Na ____________________________________________________________29K[Ar]4s1 37Rb ____________________________________________________________55Cs[Xe]6s1 87Fr ____________________________________________________________

Estos elementos son los más electr opositivos y químicamente los más activ os. Con agua forman hidróxidos e hidrógeno:

2M(s) + 2H2O → 2MOH(ac) + H2(g) + energía

(M indica cualquiera de los metales alcalinos).


Con los halógenos forman sales binarias:

2M(s) + X2 → 2MX

(X denota cualquier halógeno).

Con azufre forman sulfuros:

2M + S → M2S

Con el hidrógeno, hidruros:

2M + H2 → 2MH

Con el oxígeno, óxidos:

4M + O2 → 2M2O

Los alcalinos son los metales más liger os, son muy maleables y se obtienen mediante la electrólisis de sus sales fundidas.

Usos del hidróxido de sodio El hidróxido de sodio se usa en la asimilación de la pulpa en el proceso de fabricación del papel. También en la elaboración de jabones, en la refinación del petróleo, en la r ecuperación del caucho y en la fabricación de rayón. En tu hogar podrás encontrar hidr óxido de sodio (lejía) en los limpiador es para los hornos de la estufa y en el material granulado para desatapar los caños.

El hidróxido de sodio tiene la capacidad de conv ertir las grasas en jabón por lo que es un eficaz limpiador de las tuberías del drenaje. Los compuestos de sodio y de potasio son importantes para el cuerpo humano porque suministran los iones posi-tivos que tienen un papel clav e para la transmisión de los impulsos ner viosos que controlan las funciones de los músculos. El potasio también es un nutrimento indis-pensable para las plantas.

Metales alcalinotérreosSon los elementos que forman la 2a. familia de la tabla cuántica o el gr upo 2A de la tabla periódica larga, y tienen 2 electr ones en su niv el de valencia (ns2), mismos que pierden al reaccionar. Su estado de oxidación es de 2+.

Ejercicio

Escribe las configuraciones electrónicas abreviadas que no están resueltas.

4Be ___________________________________________________________

12Mg[Ne]3s2 ___________________________________________________________

20Ca ___________________________________________________________

58Sr[Kr]5s2 ___________________________________________________________

56Ba ___________________________________________________________

88Ra[Rn]7s2 ___________________________________________________________

¿Sabías que...?

El compuesto del sodio que se emplea en la industria es el hidróxido de sodio llamado comúnmente sosa cáustica. En la actualidad se emplea en la producción de papel, polímeros, jabones, etcétera.



En general, los metales alcalinotérr eos son menos electropositivos que los alcali-nos. Con el oxígeno forman óxidos:

2M + O2 → 2MO


98

Y estos óxidos al reaccionar con agua forman hidróxidos:

MO + H2O → M(OH)2

Los metales alcalinotérreos reaccionan con menos intensidad que los alcalinos y no se les encuentra libres en la naturaleza.

El magnesio se emplea para hacer aleaciones con aluminio que r esultan suma-mente ligeras y se utilizan para fabricar piezas para automó viles y aviones, latas de refrescos, marcos de bicicleta y raquetas de tenis. Estas aleaciones, además de ser muy resistentes, se emplean en la fabricación de motores y fuselajes para aviones.


Uso de los metales alcalinotérreos

Propiedades del magnesio Las aleaciones de mag-nesio son un material ligero y de gran resistencia, por ello se emplean para los motores de avión. El magnesio resiste la corr osión porque reacciona con el oxígeno del aire y forma una cubier ta de óxido de magnesio. Esta cubierta de MgO protege al resto del metal de que pr osiga la reacción con oxígeno.Reacciones del magnesio y el calcio También se forma óxido de magnesio cuando el magnesio se calienta al aire. Se quema vigorosamente, produ-ciendo una luz blanca brillante y ó xido de mag-nesio. Durante el proceso, el magnesio pier de 2 electrones para formar el ion Mg 2+ y el o xígeno gana 2 electr ones para formar el ion O2–. Juntos forman el compuesto iónico MgO. La siguiente ecuación muestra lo que ocurre.

2Mg + O2 → 2MgO2

El magnesio y el calcio son elementos indispensables para los seres hu-manos y las plantas. Las plantas necesitan magnesio para la fotosíntesis, porque en el centro de cada molécula de clorofila se localiza un átomo de magnesio.

Los iones calcio son necesarios en tu dieta. Mantienen el ritmo cardiaco y ayudan a la coagulación sanguínea. P ero la mayor cantidad de iones calcio de la dieta se usa para formar y mantener los huesos y dientes. Los huesos están formados por fibras de pr oteínas, agua y minerales, el más importante de los cuales es la hidroxiapatita, Ca5(PO4)3OH, un compues-to de calcio, fósforo, oxígeno e hidrógeno, todos ellos elementos del grupo principal.El estroncio revela su presencia A pesar de ser el elemento menos conocido del gr upo 2, el estron-cio es importante. Debido a su semejanza química con el calcio, el estroncio puede reemplazar al cal-cio en la hidr oxiapatita de los huesos y formar Sr5(PO4)3OH. Esto podría causar pr oblemas sólo si los átomos de estr oncio fueran isótopos estron-cio-90, que es peligroso cuando se incorpora a los huesos de los seres humanos.

El estroncio se da a conocer por el brillante color rojo de las exhibiciones de fuegos artificia-les. El color rojo también identifica al estroncio en el ensayo a la flama en el laboratorio.*

* Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplica-ciones, México, McGraw-Hill Interamericana, 2007, p. 268.



HalógenosSon los elementos que se localizan en la 7a. familia de la tabla cuántica o en el grupo 7A de la tabla periódica larga.

Ejercicio

Escribe las configuraciones electrónicas abreviadas que no están resueltas:

9F __________________________________________________________________

17Cl[Ne] 3s, 3p5

35Br ____________________________________________________________________________

53I[Kr] 5s 2, 4d 5, 5p5

25At _________________________________________________________________

En su nivel exterior tienen 7 electrones (ns2np5). Son los elementos más electrone-gativos, ya que tienden a ganar 1 electrón y no se encuentran libres en la naturaleza.

Su número de o xidación es 1 – en los compuestos no o xigenados (HF, NaCl, CaBr2) y en los compuestos oxigenados es positivo y muy variable.

2M + X2 → 2MX M + X2 → MX2

Con el hidrógeno reaccionan formando hidrácidos.

H2 + X2 → 2HX

De esta familia, el flúor, al igual que el floruro de sodio, es componente de algunas pastas dentales debido a que previene la caries.

Mientras que el cloro se emplea en la purificación del agua, y en forma de hipo-clorito de sodio se utiliza como blanqueador.

Asimismo, como bromuro de plata, el bromo se emplea en fotografía.

Halógenos en la vida diaria*

Importancia biológica del yodo La etiqueta del bote de sal de mesa indica que la sal está yodada. Esto es que la sal contiene una pequeña cantidad de ion y oduro, otro elemento biológicamente esencial. La glándula tir oides, que regula el metabolismo del organismo, absorbe el yodo. El aumento de tamaño de la glándula tiroides en el cuello puede indicar la falta de este elemento.Los fluoruros previenen la caries dental En la actualidad se agr egan fluoruros al agua que se consume en muchas ciudades y pueblos; también se añade fluor uro de

* Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y apli-caciones, México, McGraw-Hill Interamericana, 2007, pp. 278 y 279.


100


halógeno (Griego) halo, sal, geno, que produce.Productor de sales. Con los metales forman sales binarias llamadas haluros.


sodio (NaF) o fluoruro de estaño (II) (SnF2) a los dentífricos para evitar la formación de caries dental.El yodo como bactericida Los halógenos son importantes como agentes bactericidas. El yodo se utiliza para esterilizar la piel antes de practicar una cirugía.El cloro hace que el agua sea segura El cloro se utiliza para eliminar de bacterias el agua que usamos en la casa, así como en las piscinas. El clo-ro que se agrega a las albercas acidifica ligeramente el agua, por lo que si tienes los ojos irritados después de nadar en una piscina, probablemente se deba al ácido.El bromuro de plata cubre las películas fotográficas Los compuestos de los haló genos son más importantes que los elementos libr es. Los com-puestos del cloro con el carbono, como tetracloruro de carbono y cloro-formo, son solv entes importantes. El bromuro de plata (AgB r) tiene importancia como recubrimiento de las películas fotográficas, sensibles a la luz.

Gases rarosA estos elementos los localizamos en el gr upo 18A(8A) de la tabla periódica larga, formando la 8a. familia de la tabla cuántica.

Ejercicio

Completa las configuraciones electrónicas abreviadas.

2He 1s2 ______________________________________________________________

10Ne[He] 2s2, 2p6

18Ar _________________________________________________________________

36Kr[Ar] 4s2, 3d 10, 4p6

54Xe ________________________________________________________________

86Rn[Xe] 6s2, 4p4, 5d10, 6p6

Los gases raros tienen su nivel exterior completo con 8 electr ones (ns2, np6), ex-cepto el helio (1s2) y debido a esto no reaccionan, por lo que se les llamó gases nobles o inertes.

En la actualidad se ha logrado formar compuestos de manera ar tificial con estos elementos, por lo que el nombre más correcto para ellos es el de gases raros.

El helio sustituye al hidrógeno en globos meteorológicos y en dirigibles; el neón se emplea en anuncios luminosos y en lámparas, y mezclado con helio se utiliza en la producción de rayos láser; el x enón mezclado con oxígeno constituye un excelente anestésico.



Metales de transiciónEstos elementos constituyen las familias 9a. a 18a. de la clase o bloque d.

Los átomos de estos elementos tienen incompletos sus dos niv eles cuánticos más exterior es. De manera específica, se caracterizan por tener el orbital (n – 1)d incompleto.

Su número de oxidación es de 2 + en general y en ocasiones, 1 +, además existe la posibilidad de que estos elementos pierdan o compar-tan electrones de los orbitales (n – 1)d.

Algunos metales de transición se adicionan al hierro para obtener el acero inoxidable. Otro metal de transición, el plomo, se utiliza en la formación de baterías, tuberías, soldadura, cerámica, protectores con-tra las radiaciones y tetraetilo de plomo, el cual se usa como antideto-nante de las gasolinas.

El plomo es altamente tóxico, por lo que en Estados Unidos y Japón se ha sustituido el tetraetilo de plomo por catalizador es de metales de transición activados como el platino, el r odio y el r utenio. En nuestro país estos catalizadores para automóviles nuevos se introdujeron en 1990; sin embargo, los vehículos anteriores al año en referencia continúan con-taminando, y la gasolina que más se vende es la que contiene plomo.

Los metales de transición titanio y níquel forman el nitinol. Al en-friarse, esta aleación es sumamente maleable (se moldea con facilidad) y

al calentarse recobra su forma original. A finales de los años sesenta se empez ó a usar en la aeronáutica para el acoplamiento de tubería. También, sustituye al acero en los “frenos” para alinear dientes; se emplea en medicina, ingeniería y seguridad, así como en armazones de lentes y utensilios caseros.

Metales de transición internaEstos elementos forman la clase f de la tabla cuántica.

Su estructura es más compleja en comparación con los elementos de transición, ya que tienen los tr es niveles cuánticos más externos incompletos debido a que el orbital (n – 2)f está incompleto.

En la actualidad el uranio, un metal de transición interna, se emplea en la construc-ción de reactores nucleares y para producir electricidad en las plantas nucleoeléctricas. Los reactores nucleares constituyen un peligro latente para la humanidad. Basta recor-dar el accidente en Chernovyl, Rusia, el 26 de abril de 1986.

En algunos periodos se obser van excepciones en cier tos casos, los orbitales de mayor energía aparecen con uno o más electrones, estando incompletos otros orbi-tales de menor energía, por ejemplo, el Eu63, que tiene 1 electrón en 5d sin que esté completo el 4f (de menor energía que el 5d ).

Metaloides* Los metaloides se ubican en la tabla periódica en el límite entre los metales y los no metales. Poseen propiedades físicas y químicas de los metales y otras de los no meta-

* Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y apli-caciones, México, McGraw-Hill Interamericana, 2007, pp. 278 y 279.

Figura 2.51 El helio en los globos aerostáticos Como el helio no arde, se utiliza en lugar del hidrógeno gaseoso, que es más ligero, para impulsar instrumentos meteorológicos a niveles superiores de la atmósfera. Los instrumentos reúnen información sobre el clima y las condiciones atmosféricas.


102


les. El silicio (Si) es, tal vez, el metaloide más conocido. Algunos metaloides como el silicio, el germanio (G e) y el arsénico (As) son semiconductor es. Se entiende por semiconductor al elemento que no conduce la electricidad tan bien como un metal, pero lo hace mejor que un no metal. Es posible aumentar la capacidad de un semi-conductor de conducir corriente eléctrica al añadirle una pequeña cantidad de otros elementos. Las propiedades semiconductoras del silicio hicier on posible la r evolu-ción de las computadoras.

El televisor, la computadora, los juegos electr ónicos portátiles y la calculadora cuentan con semiconductores de silicio. Los circuitos de estos aparatos aprovechan la propiedad de semiconductor del silicio. Como sabrás, los metales son, en general, buenos conductores de la electricidad, los no metales son malos conductor es y los semiconductores caen entre los dos extremos, pero, ¿cómo funcionan éstos?

Una corriente eléctrica es un flujo de electrones. La mayoría de los metales conducen la corriente eléctrica porque sus electrones de valencia no son atraídos con mucha fuerza por el núcleo positivo, por ello se pue-den mover con libertad. Un alambre de cobre es un ejemplo de un buen conductor de corriente eléctrica.

A temperatura ambiente, el silicio pur o no es un buen conductor de electricidad. E l silicio tiene cuatro electrones de valencia, pero en la estr uctura cristalina éstos se mantienen apretados entre los átomos vecinos.

La conductividad eléctrica de un semiconductor como el silicio puede aumentar por medio de un pro-ceso que se conoce como dopado. El dopado es la adi-ción de una pequeña cantidad de otro elemento a un cristal de un semiconductor. Si se añade una pequeña cantidad de fósforo, que tiene 5 electrones de valencia, a un cristal de silicio, con sólo 4 electrones de valencia, cada átomo de fósforo aporta 1 electrón adicional a la estructura cristalina. Estos electro-nes adicionales se mueven libremente a través del cristal generando una corriente eléc-trica. En la figura 2.52 se muestra un cristal de silicio dopado con fósforo.


Si Si Si Si

Si Si Si

Si Si Si Si

Si Si

= 1 electrón

P

P P

Figura 2.52 Silicio dopado con fósforo Aquí los electrones adicionales de los átomos de fósforo no son necesarios para mantener empacado al cristal. Se pueden mover libremente y conducir corriente eléctrica. El arsénico y el antimonio se usan también para dopar el silicio. Ambos tienen 5 electrones de valencia.


Figura 2.53 Tamaños atómicos relativos de algunos átomos Observe que el tamaño atómico disminuye a través de los periodos y aumenta al descender por los grupos.


104

H

Li

Na

K

Rb

Cs Ba Ti Pb Bi Po

TeSbSnInSr

Ca Ga Ge As Se Br Kr

ArClSPSiAlMg

Be

At Rn

XeI

B C N O P Ne

3

Disminución del tamaño atómico

Incr

emen

to d

el ta

mañ

o at

ómico

1 4 5 6 7 8

He

Propiedades y tendencias periódicas

Las tendencias periódicas, como el volumen atómico, se deben principalmente a la configuración electrónica de los niveles exteriores.

El volumen atómico de los elementos de un mismo grupo o familia, aumenta a medi-da que se incrementa el número atómico; lo anterior se explica debido a que al incremen-tarse el número atómico, aumenta el número de niveles energéticos.

En los periodos, los volúmenes atómicos varían en forma cíclica de un valor gran-de a otro pequeño y nuevamente a uno grande, a medida que aumenta el númer o atómico (figura 2.53).

Los radios atómicos de los distintos elementos y de sus iones varían periódicamen-te en función del número atómico.

El tamaño de los átomos es difícil de establecer , ya que los electr ones no se en-cuentran a distancias fijas del núcleo; además, cada átomo está influenciado por otros y su tamaño varía según esté libre o no. A pesar de esto, es posible asignar a los átomos radios atómicos que indican su tamaño aproximado (figura 2.54).

Este aumento también se obser va en los radios iónicos. Los radios de los iones negativos son mayores que los radios de los átomos neutros, debido a que el átomo se convierte en ion negativo ganando electrones en el nivel energético exterior. En cambio, los iones positivos son menores que los átomos neutros, ya que éstos se io-nizan en forma positiva al perder electrones.

Otra propiedad periódica es el potencial de ionización o energía de ionización. El potencial de ionización lo podemos definir como la energía necesaria para arrancar 1 electrón a un átomo neutro, convirtiéndolo en ion positivo o catión.


Figura 2.54 Tendencias del radio iónico Los radios iónicos aumentan hacia abajo de la tabla, en cualquier grupo, porque aumenta la distancia de la carga nuclear a los electrones externos. Los tamaños de los iones de los átomos del mismo periodo, con cargas 1+, 2+ y 3+ (grupos 1, 2 y 13) disminuye de izquierda a derecha. Aunque los iones tienen la misma configuración electrónica, la carga nuclear aumenta de izquierda a derecha, lo cual genera una atracción más fuerte sobre los electrones y un menor tamaño. Los iones negativos del mismo periodo, con cargas 3–, 2– y 1– (grupos 15, 16 y 17) muestran la misma tendencia en el tamaño. Los radios iónicos disminuyen porque aumenta la carga nuclear.


Ejemplo:

Na → Na+ + 1e–

La unidad de medida para el potencial o energía de ionización es el electrónvolt (ev).

1ev = 1.60 × 10–12 erg.

El potencial de ionización disminuy e en un mismo gr upo hacia abajo y en un mismo periodo, hacia la izquierda.

2

3

4

5

6

7

2 13 15 1

Li+ Be2++

Na+ Mg2+

K+ Ca2+

Rb+ Sr2+

Cs+ Ba2+

41

Be3+

Al3+

Ga3+

In3+

Ti3+

N3–

P3–

As3+

Sb3+

O2–

S2–

Se2–

Te2–

F–

Cl–

Br–

I–

Bi3+

Disminución de tamaño de los iones positivos

Número de grupo

Disminución de tamaño de los iones negativos

Núm

ero

de p

erio

do

Aum

ento

de

tam

año

ióni

co

16 17

Grupo

La energía de ionización disminuye en un grupo de arriba hacia abajo

Disminuye la energía necesaria para quitar un electrón

Aumento de la energía de ionización que se requiere para remover un electrón

La energía de ionización generalmente aumenta a través de un periódo (de izquierda a derecha)

Periodo

Figura 2.55 Tendencia de la energía de ionización.


Figura 2.57 Valores de electronegatividad para algunos elementos La electronegatividad suele incrementarse al avanzar en un periodo y disminuye al descender por grupo. Los metales también tienen valores de electronegatividad relativamente bajos y los no metales valores relativamente altos.


106

Una propiedad periódica más es la afinidad electrónica y es la tendencia que tie-nen los átomos a ganar electrones convirtiéndose en iones negativos o aniones. Por ejemplo:

Cl10 + 1e – → Cl–

La afinidad electrónica es la energía desprendida cuando se introduce 1 electrón en un átomo neutro y al igual que la energía de ionización, su unidad es el ev.

Figura 2.56 Tendencia de la afinidad electrónica.

Afinidad electrónica

AumentaAu

men

ta

La electronegatividad es un número positivo que se asigna a cada elemento y mues-tra la capacidad del átomo para atraer y retener electrones de enlace. En la tabla pe-riódica estos números aumentan de izquierda a derecha, ya que los halógenos son los más electronegativos, y el más electronegativo de todos los elementos es el flúor (F) al cual, en la escala de electronegatividad, se le asigna el número 4. Los menos elec-tronegativos (más electropositivos) son Cs y Fr.

En los grupos A de la tabla periódica larga, la electr onegatividad disminuye hacia abajo.

Incremento de electronegatividad

Li1.0

Na0.9

K0.8

Rb0.8

Cs0.7

Fr0.7

Be1.5

Mg1.2

Ca1.0

Sr1.0

Ba0.9

B2.0

Al1.5

Ga1.6

In1.7

Ti1.8

C2.5

Si1.8

Ge1.8

Sn1.8

Pb1.9

N3.0

P2.1

As2.0

Sb1.9

Bi1.9

O3.5

S2.5

Se2.4

Te2.1

Po2.0

F4.0

Cl3.0

Br2.8

I2.5

At2.2

Ra0.9

Ti1.5

Zr1.4

Hf1.3

Th1.3

V1.6

H2.1

Nb1.6

Ta1.5

Pa1.4

Cr1.6

Mo1.8

W1.7

U1.4

Mn1.5

Tc1.9

Re1.9

Fe1.8

Ru2.2

Os2.2

Co1.9

Rh2.2

Ir2.2

Ni1.9

Pd2.2

Pt2.2

Cu1.9

Ag1.9

Au2.4

Zn1.6

Cd1.7

Hg1.9

Np-No1.4-1.3

Sc1.3

Y1.2

La-Lu1.0-1.2

Ac1.1

Decr

emen

to d

e el

ectro

nega

tivid

ad

Clave

1.5 - 1.9< 1.5 2.0 - 2.9 3.0 - 4.0


En la actualidad la prevención total de la caries no ha sido posible, pero desde hace más de 50 años el problema se ha reducido en gran medida, pues en la mayoría de las poblacio-nes el agua que se usa en los hogares es tratada con fl úor. Por ello beber agua con pequeñas cantidades de fl úor ayuda a prevenir la caries dental. El fl úor mineraliza el esmalte de los dientes y los hace más resistentes.

La caries es una enfermedad causada por las bacterias que trasforman los azúcares en ácidos, destruyen la superfi cie ex-terna del diente, y si el proceso no se detiene acaban forman-do cavidades.

Los estudios han demostrado que las personas que con-sumen agua con fl uoruros son menos propensas de padecer caries; por ejemplo, los niños que beben agua que contiene 1 parte por millón (ppm) de fl uoruro de sodio, NaF, o silicofl uo-ruro de sodio, Na2SiF4, presentan 70% menos caries que aquellos que consumieron agua sin fl úor.

Otra de las medidas para prevenir la formación de caries es mediante el uso de un dentífrico o crema dental con fl uo-ruros, en forma de NaF, SnF2 y Na2PO3F (MFP, por sus siglas en inglés).

Pero el fl úor no sólo lo encontramos en los suministros de agua, o en pastas dentífricas, también lo contienen alimentos, como el pescado y algunas verduras.

El proceso de la caries El esmalte de los dientes, cuyo espe-sor aproximado es de 2 mm, contiene 98% de hidroxiapatita, Ca5(PO4)3OH. A pesar de que la hidroxiapatita es insoluble en agua, pequeñas cantidades se disuelven en la saliva mediante un proceso que se llama desmineralización.

Ca5(PO4)3OH(s) → 5Ca2+(ac) + 3PO4

3– (ac) + OH (ac)

El proceso inverso, la remineralización, es la defensa del organismo contra los ácidos de las bacterias.

5Ca2+ (ac) + 3PO43 –

(ac) + OH– (ac) → Ca5(PO4)3OH(s)

Las dos ecuaciones muestran que ésta es una reacción reversible. En los adultos, las velocidades de desmineraliza-

ción y remineralización son iguales, por lo que se establece el equilibrio.

Las bacterias Éstas usan el azúcar para tener energía y pro-ducir ácido láctico. El ácido provoca que el pH de la saliva, que normalmente es de 6.8, baje a menos de 6.0. Cuando llega a este punto, la velocidad de la desmineralización aumenta y puede producirse caries.

Los fl uoruros Los compuestos de fl uoruro se disocian en agua para formar iones fl uoruro.

NaF(s) → Na+(ac) + F–

(ac)

SnF2(s) → Sn2+(ac) + 2F–

(ac)

Los iones fl uoruro reemplazan a los iones hidróxido en algunas moléculas de Ca5(PO4)3OH y forman fl uoroapatita, Ca5(PO4)3F.

Ca5(PO4)3OH(s) + F–(ac) → Ca5(PO4)3F(s) + OH–

(ac)

La fl uoroapatita es casi 100 veces menos soluble que la hidroxiapatita; también tiene mayor dureza y es más resisten-te al ataque de las bacterias.

1. Investiga Cuántas ciudades en México utilizan el proceso de fl uoración en los suministros de agua.

2. Construye Escribe la reacción reversible de la desminera-lización y de la remineralización del esmalte dental.

3. Analiza Revisa los ingredientes de algunas pastas dentífricas que vendan en tu localidad y comprueba si contienen un compuesto fl uorado y, si es así, cuál es éste.

Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, México, McGraw-Hill

Interamericana, 2007, p. 280.

Los fluoruros y la caries dentalLectura



108 Unidad 2 Estructura atómica y tabla periódica

Lo que aprendí

1. Relaciona los siguientes enunciados escribiendo sobre la línea la letra o letras correspondientes (algunas letras pueden repetirse).

a) Electrones

b) Protones

c) Neutrones

d) Rayos catódicos

e) Rayos X

f) Rayos alfa

g) Rayos beta

h) Rayos gamma

i) Núcleo atómico

j) Isótopos

____________ Forman la envoltura del átomo

____________ Son eléctricamente negativos

____________ Se les llama nucleones

____________ Son eléctricamente positivos

____________ Se localizan en el núcleo atómico

____________ Son eléctricamente neutros

____________ Lugar donde se concentra la masa de los átomos

____________ Átomos del mismo elemento que difi eren en su masa

____________ Bohr consideró que giran en niveles de energía estacionarios

____________ Su masa promedio se consigna en los casilleros de la tabla periódica

____________ Su cantidad determina el número atómico

____________ Su suma determinará el número de masa

____________ En la actualidad se considera que tienen características de partícula material y onda energética

Palabras clave

aufbau, 64

confi guración electrónica, 64cuanto, 46dualidad, 56electrón, 41espectro continuo, 46espectroscopia, 54espín, 63grupos, 80incertidumbre, 56isótopos, 78

ley periódica, 87masa atómica, 75neutrón, 41nivel energético, 57

número atómico, 73números cuánticos, 57número de masa, 75orbital, 57periodos, 80propiedad periódica, 102 y 104protón, 41

rayos catódicos, 42rayos gama, 47radi, 44símbolo químico, 71subnivel, 53tabla cuántica, 89tabla periódica, 71 y 72tendencias periódicas, 102valencia, 69


2. De los siguientes átomos escribe la confi guración electrónica, la confi guración abreviada, los electrones de valencia y las estructuras de Lewis.

Confi guración electrónica Confi guración abreviada Electrones de valencia Estructura de Lewis

3Li ____________ ____________ ____________ ____________

7N ____________ ____________ ____________ ____________

10Ne ____________ ____________ ____________ ____________

12Mg ____________ ____________ ____________ ____________

15P ____________ ____________ ____________ ____________

3. Escribe el número cuántico que corresponda a cada enunciado, además de la letra que lo identifi ca.

Se refi ere a la forma del orbital.

Se relaciona con el giro del electrón.

Sus valores son 0, 1, 2 y 3.

Determina las orientaciones espaciales de los electrones.

Sus valores son 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7.

4. A continuación escribe en cada línea lo que se indica en el encabezado de cada columna.

Número de electrones

Número de protones

Número de neutrones

Número atómico Z

Número masa A

9 Be4 ___________ ___________ ___________ ___________ ___________

23 Na11 ___________ ___________ ___________ ___________ ___________

56 Fe26 ___________ ___________ ___________ ___________ ___________

40 Ar18 ___________ ___________ ___________ ___________ ___________

109109Lo que aprendí



5. Escribe a la derecha si las características mencionadas corresponde a metal, metal de transición, metal de transición interna, no metal, semimetal o gas raro (los términos pueden repetirse).

Tienen sus últimos tres niveles energéticos incompletos:

Tienen su último nivel energético completo (confi guración estable):

No son buenos conductores del calor:

Al combinarse se convierten en iones negativos:

Son maleables:

Son semiconductores:

Tienen 1, 2 o 3 electrones en su último nivel energético:

Forman la clase f de la tabla cuántica:

6. Observa las siguientes confi guraciones electrónicas y escribe el valor del número de nivel exterior y el número (n) de electrones de valencia.

Confi guraciones electrónicas Número exterior Electrones de valencia

1s

1s2,2s2,2pl

1s2,2s2,2p3

1s2,2s2,2p6,3s2,3p2

1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s1

1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10

1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s23d4

[Ar]4s2,3d10,4p3

[Xe]6s2,3f14,5d8

[Xe]6s2,4f14,5d10

[He]2s2,2p3

[Rn]7s2,4f4

[Ar]4s2,3d10,5p1

[Kr]5s2

[Ar]4s2,3d9

[Ar]4s2,3d9,4p3

110


Después, investiga a qué átomos corresponden y escribe sus símbolos en las celdas vacías de la tabla cuántica de los elementos que se presenta a continuación.


La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb

Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No

Lu Hf Ta W Re

Lr Rf Db Sg Bh

Sc Ti V Cr Mn

Y Zr Nb Mo Tc

Os Ir Pt Au Hg

Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup

Fe Co Ni Cu Zn

Ru Rh Pd Ag Cd

Rn

Kr

Ar

Ne

HeH

Xe

Fr

Rb

K

Na

Cs

Ra

Sr

Ca

Mg

Li Be

Ba

As

B C N

Si P

Se Br

Te I

At

O F

S Cl

Tl Pb Bi

Ga

Al

Ge

In Sn Sb

Po

57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70

89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102

19a 20a 21a 22a 23a 24a 25a 26a 27a 28a 29a 30a 31a 32a

71 72 73 74 75

103 104 105 106 107

21 22 23 24 25

39 40 41 42 43

9a 10a 11a 12a 13a

76 77 78 79 80

108 109 110 111 112

26 27 28 29 30

44 45 46 47 48

14a 15a 16a 17a 18a

86

118

36

18

10

21

54

8a

87

119

37

19

11

55

1a

88

120

38

20

12

3 4

56

2a

33

5 6 7

14 15

34 35

52 53

85

8 9

16 17

81 82 83

113 114 115

31

13

32

49 50 51

3a 4a 5a

84

116 117

6a 7a

fDE LAS TIERRAS RARAS

dDE TRANSICIÓN

p

REPRESENTATIVOS

FAMILIASCLASES

P

E

R

I

O

D

O

S

1

2

3

4

5

6

7

8

1

2

3

4

5

6

7

8

1 2 3 4 5 6 8 9 10 11 12 13 14 1 2 3 4 6 7 8 9 10 1 2 4 5 6 2

00,0,0,–1 +1,–2, +2,–3, +3 –1, +1,–2, +2 –1, +1

s

electrones 7 5 3 1

Escribe los símbolos de los

Metales:

No metales:

Semimetales:

Gases raros:


Unidad 3

Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares


3.1 Enlace químico

Manos a la obra El enlace de los compuestos

Lectura El brócoli, ¿un alimento milagroso?

3.2 Enlace molecular

Lectura Origen del horno de microondas

Lectura Los fullerenos


Nos maravillamos al comprender que al enlazarse átomos diferentes forman moléculas tan importantes en nuestra vida como la del ADN.



El estudiante explicará la formación de compuestos utilizando los distintos modelos de enlace

entre los átomos para comprender las formas en que interactúan y se unen las moléculas; en-

tender la estructura de los compuestos y sus propiedades, y valorar de manera crítica y refl exiva

la importancia de la tecnología en la elaboración de nuevos materiales para la sociedad.


IntroducciónLos elementos forman compuestos con características completamente diferentes.

La sal de cocina (cloruro de sodio) es un alimento indispensable, per o este com-puesto resulta de la unión química de átomos de sodio y clor o que son altamente peligrosos. El agua, importante para nuestra vida, que a temperatura ambiente es un líquido, está formada por la unión de átomos de hidrógeno y de oxígeno, elementos gaseosos.

Entonces, ¿cómo los elementos forman los compuestos?Cuando los elementos reaccionan, sus átomos deben chocar. Ese choque determi-

na la clase de compuesto que se genera. ¿Cómo difier e la reacción de los átomos de sodio y cloro para formar sal de la r eacción de los átomos de hidr ógeno y oxígeno para formar agua?

Ahora bien, ¿qué mantiene unidas a las moléculas de una gota de agua o a las partículas que forman un pequeño grano de sal?

De esto trataremos en la presente unidad.

3.1 Enlace químicoHasta ahora hemos considerado a los átomos como corpúsculos aislados, per o en realidad se encuentran unidos con otros átomos de la misma especie, formando las moléculas de sustancias llamadas elementos, o con otr os de distinta especie con los que resultan moléculas de compuestos.

Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas r eciben el nombre de enlace químico.

Estas fuerzas son de carácter eléctrico y en ellas inter vienen, para los elementos representativos, los electrones periféricos que forman los orbitales s y p, para los de transición, también los electrones de los orbitales d, y para los de transición interna, los de los orbitales f. A estos electrones se les llama electrones de valencia.

1. ¿Qué signifi ca la palabra enlace?

2. ¿Cuáles son los electrones de valencia?

3. ¿Con qué número relacionas la palabra octeto?

4. ¿Cuándo se dice que un átomo tiene confi guración electrónica estable?

5. ¿Cuáles son las partículas que forman las moléculas?

6. ¿Qué tipo de carga eléctrica poseen los electrones?

7. ¿Qué tipo de carga eléctrica poseen los protones?

8. ¿Con cuántos electrones se forma un enlace?

9. ¿Qué entiendes por atracción?

10. ¿Qué signifi ca electronegatividad?

¿Cuánto sabes?


Regla del octetoLa regla del octeto, enunciada en 1916 por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, esta-blece que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pier den o comparten electrones para lograr una estructura electrónica estable y similar a la de un gas raro. Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros, excepto el helio, tienen 8 electrones en su nivel energético exterior.

ÁtomosIónico

No polarPolar

Moléculas de compuestos

Moléculas de elementos

Fuerza de unión

que es la

entre

que son que se clasifi ca en

Enlace químico

y forman

MetálicoCovalente

Coordinado

De diferente especie

De la misma especie

Figura 3.1 Distribución electrónica de los gases nobles Observa que los átomos de los gases nobles tienen 8 electrones en el nivel energético externo. Esta distribución permite que sean casi no reactivos. La única excepción a esta distribución del octeto es el helio. El átomo de helio sólo tiene un nivel energético, que sólo puede contener 2 electrones.

Mapa conceptual 3.1

1151153.1 Enlace químico

puede ser

Argón

Kriptón

Xenón

Neón

Helio

8e– 8e– 2e– 2e– 2e–8e– 8e– 8e–8e–18e– 18e– 18e–

2e–2e– 8e–


Ejemplifiquemos la regla del octeto con el 11Na y el 17Cl.

Na 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 – 1e– → 1s2, 2s2, 2p6

¿Sabías que...?

Respira profundamente. Un gas noble, el argón (Ar), compone aproximadamente 1% de ese aire que acabas de respirar.

Elemento Símbolo Electrones en niveles energéticos

Helio He 1s2

Neón Ne (He)2s22p6

Argón Ar (Ne)3s23p6

Kriptón Kr (Ar) 4s23d104p6

Xenón Xe (Kr) 5s24d105p6

Radón Rn (Xe) 6s24f 145d106p6

Estructura de los gases nobles

El sodio, al perder su único electrón de valencia, tendrá la distribución electrónica externa del neón y una carga positiva, ya que en su núcleo tiene un protón sin balan-cear (figura 3.2).

Cl 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 + 1e– → 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6

El cloro tiene un electrón más, una carga negativ a y en su niv el externo tiene la configuración electrónica del argón (figura 3.2).

Unidad 3 Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares

116

-

--

- --

---

-- - -

-- -

---

-- - -

Átomo de sodio (Na0) Ion de sodio (Na+)

-

--

-- -

- --- --

--- - - -

--

-- - -

- --- --

--- - - -

Átomo de cloro (Clº) Ion cloruro (Cl–)


Figura 3.2 La reacción de los átomos de sodio y de cloro La transferencia de un electrón desde un átomo de sodio hacia un átomo de cloro forma iones sodio y cloruro. Analiza cuidadosamente el dibujo para ver cómo proporciona esta transferencia un octeto estable a ambos iones.

Átomo de sodio + Átomo de cloro → Ion sodio + Ion cloruro

Na + Cl → Na+ + Cl–

Número de protones 11 17 11 17

Número de electrones 11 17 10 18

Número de electrones en el nivel externo

1 7 8 8

Cuadro 3.1 Reacción de sodio y cloro

Representación de enlaces con estructura de LewisEn las estructuras de Lewis (unidad 2) los electrones de los orbitales externos se r e-presentan por medio de puntos o cr uces alrededor del kernel o corazón del átomo. Estas estructuras sirven para ilustrar enlaces químicos. E n seguida te mostramos unos ejemplos.

Enlace iónicoEl enlace iónico ocurre cuando hay transferencia completa de electrones de un áto-mo a otro.

El átomo que pierde electrones se transforma en ion positiv o o catión, y el que acepta se convierte en ion negativo o anión. El número de electrones perdidos o ga-nados determina la valencia o número de oxidación del elemento.

Los puntos o cruces empleados sólo tienen fines ilustrativos y no indican diferen-cia entre electrones de distintos átomos, ya que todos son equivalentes.


+

8e– 2e– 1e– 7e– 8e– 2e–

8e–

8e– 8e–

2e–

2e–

+

+ +Átomo de sodio Átomo de cloro Ion+ de cloro Ion– de cloruro

Agua

Cloruro de hidrógeno

Amoniaco

Cloruro de sodio

Cloruro de amonio

H O H••••

•+ •+

H Cl •• ••

••+•

H N H••

H••

••+•

Na Cl (–)(+)

••••

••+•

H N H H ••+ •

•• ••

••Cl

••

(+) (–)

H •+ •+


La fuerza de atracción de iones de distinta carga es de carácter electrostático y por eso el enlace iónico se llama también electrovalente.

Observa los siguientes ejemplos de formación de compuestos electrovalentes:

Respecto de los anteriores compuestos no podemos hablar de moléculas sencillas, por ejemplo, el cloruro de sodio Na+Cl–, en realidad es una combinación de muchos iones sodio con muchos iones cloruro. En estado sólido se encuentran acomodados de tal forma que cada ion sodio está rodeado por seis iones cloruro y, a su vez, cada ion cloruro está rodeado por seis iones sodio (figura 3.3).

Figura 3.3 Disposición de iones de sodio y de cloruro en las moléculas del NaCl.

Na0 + F Na1+ + F 1–

1s22s22p63s1 + 1s22s22p5 1s22s22p6 + 1s22s22p6

2Na0 + O 2Na1+ + O 2–

Mg + 2 F Mg2+ + 2 F 1–

Na0 + Cl Na1+ + Cl 1–

•

••••••

••••••

•

••••••

•

••••••

••••

°°

••

• ••

° ••••

••••••

•••••••

°


118

Na – 1e– Na+

Mg – 2e– Mg2+

Al – 3e– Al3+

N + 3e– N3–

O + 2e– O2–

F + 1e– F1–

••••

••••

•

••

••

••••••

•

•

•••

•

°

•

°¿Sabías que...?

Cuando el átomo es neutro se indica con cero (0) en el ángulo superior derecho.

Ion cloruroIon sodio

Celda unitaria

Ion sodio

Ion cloruro

5.64 Å


En el enlace electr ovalente los electrones se transfieren de un átomo a otr o en proporción variable, dependiendo de la energía de ionización, la afinidad electróni-ca, el radio atómico y, sobre todo, de la electronegatividad.

La unión electrovalente pura sería aquella en donde el o los electr ones pasarán completamente (en 100%) del metal al no metal.

La diferencia de electronegatividad (∆ EN) entre dos elementos se obtiene r evi-sando la tabla de la figura 2.57.

Calculamos la ∆EN entre el calcio (Ca) y el flúor (F)

EN F 4.0 EN Ca 1.0 ∆ EN 3.0

Al observar esta diferencia en el cuadro 3.2 vemos que el porcentaje de electrova-lencia es 89; por lo tanto el compuesto formado por el calcio y el flúor , que es el fluoruro de calcio (CaF 2), es iónico, ya que se considera que los compuestos son electrovalentes o iónicos cuando su porcentaje de electrovalencia es de 50% o más.

El porcentaje de electrovalencia en la unión de dos elementos, se puede calcular de manera aproximada basándose en el cuadro 3.2.

Diferencia en electronegatividad

0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0 1.1 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6

Porcentaje 0.5 1 2 4 6 9 12 15 19 22 26 30 34 39 43 47

Diferencia en electronegatividad

1.7 1.8 1.9 2.0 2.1 2.2 2.3 2.4 2.5 2.6 2.7 2.8 2.9 3.0 3.1 3.2

Porcentaje 51 55 59 63 67 70 74 76 79 82 84 86 88 89 91 92

Cuadro 3.2 Porcentajes de electrovalencia.

Se puede prescindir de la tabla de por centajes de electrovalencia obteniendo la ∆EN conforme a las figuras 3.4 y 3.5.

Investiga

Obtén el porcentaje de electrovalencia de los siguientes compuestos:

NaClKF CaCl2

Figura 3.4 Modelo del enlace de reparto de electrones El enlace entre los átomos en los compues-tos puede representarse como un intervalo de repartición de electro-nes que se mide por la diferencia de electronegatividad, ΔEN. En este intervalo hay tres tipos principales de enlaces: iónicos, covalentes polares y covalentes. El enlace se puede imaginar como una lucha de estira y afloja entre dos átomos por compartir electrones.


Mayoritariamente iónico

3.32.00.50

Covalente polarMayoritariamente covalente

∆EN


Figura 3.5 Tres compuestos iónicos a) Las diferencias de electronegatividad del fluoruro de litio, cloruro de sodio y bromuro de potasio demuestran que es mejor representar a estos compuestos como compuestos iónicos. b) El sodio y el cloro tienen una ΔEN ligeramente menor que la que hay entre el litio y el flúor, por lo cual el NaCl tiene un carácter iónico ligeramente menor que el LiF. c) El enlace del bromuro de potasio se clasifica como iónico, pero es menos iónico que los enlaces del NaCl y LiF.


electrólisis (Griego) élektron ámbar, lýsis disolución. Descomposición de un compuesto por medio de la corriente eléctrica.

Figura 3.6 Electrólisis del cloruro de sodio.

Propiedades asociadas al enlace iónico

Como propiedades asociadas al enlace electrovalente o iónico, podemos mencionar las siguientes:

• En los compuestos electrovalentes las temperaturas de fusión y de ebullición son elevadas.

Compuestos Temperatura de fusión °C Temperatura de ebullición °C

NaCl 800 1 413

KCl 790 1 500

CaCl2 772 1 600

CaO 2 570 2 850

• Los compuestos electrovalentes conducen la corriente eléctrica fundidos o en so-lución acuosa (figura 3.6).


120

Cátodo

Burbuja Cl2

Cl2H2O

H2OOH

OHCl2Cl2Cl–

Na+

Na+

Na+Na+

Na+

Cl–

Cl–

H2

H2

e e e eCátodoÁnodo Ánodo

+ + – –

–

a)

b)

c)

Li+ F–

Na+ Cl–

K+ Br–

Br EN = 2.8K EN = 0.8 Δ EN = 2.0

Cl EN = 3.0Na EN = 0.9 Δ EN = 2.1F EN = 4.0

Li EN = 1.0 Δ EN = 3.0

Reacción catódica Reacción anódica Reacción catódica Reacción anódicaNa+ + e— → Na 2Cl— → Cl2 + 2e— 2H2O + 2e— → H2 + 2OH— 2Cl— → Cl2 + 2e—

Reacción total Reacción total 2Na— + Cl → 2Na + 2Cl 2Cl— + 2H2 O → H2 + Cl2 + 2OH—

a) Cloruro de sodio fundido b) Cloruro de sodio en disolución acuosa


Figura 3.7 El sulfato de cobre (II) (CuSO4) se usa para evitar el crecimiento de algas en albercas y en plantas para el tratamiento de agua.

• Cuando se efectúa la síntesis de un compuesto electr ovalente a partir de sus ele-mentos, hay gran desprendimiento de calor.

Compuesto Calor de formación en calorías

AlCl3 166 200

BaO2 150 500

Fe2O3 196 500

PbO2 66 120

Enlace covalenteEl enlace covalente se forma cuando los átomos que se combinan compar ten elec-trones (figura 3.8). En este tipo de enlace sí podemos hablar de moléculas sencillas pero es más difícil de visualizar que el electr ovalente, puesto que se dificulta r epre-sentar el par de electrones que forman el enlace, pues éstos son atraídos por los nú-cleos de los átomos que se unen y estos núcleos deben r epelerse entre sí, lo mismo que los electrones que forman el par. Para explicar la gran estabilidad de este enlace, acudimos al concepto de espín o sentido de gir o del electrón (tema abordado en la unidad 2).


----

-

---

- - -

----

- --

Par compartido

H

Cl

Figura 3.8 Enlace covalente.

Figura 3.9 Formación de agua compartiendo electrones La estabilidad de los átomos en una molécula de agua es el resultado de una distribución en la cual los 8 electrones de valencia (6 del oxígeno y uno de cada uno de los 2 hidrógenos) están distribuidos entre los tres átomos. Al compartir un par de electrones con el oxígeno, cada hidrógeno mantiene 2 electrones en su nivel externo. El oxígeno, al compartir 2 electrones con dos hidrógenos, mantiene un octeto estable en su nivel externo. Mediante este método, cada átomo logra una configuración estable de gas noble.

H

e–

e–e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–e–

e– e–

e–

e–

e– e–

e–

H+ +

++

O H2O


Por ser el electrón una carga eléctrica en mo vimiento crea un campo magnético en torno a él; ahora bien, el campo magnético de un electrón girando en un sentido posee polos magnéticos nor te y sur orientados en dir ección opuesta a los de otr o electrón que se encuentre girando en sentido contrario y, así, “sólo los electrones con espines opuestos se pueden aparear”.

H(a) ↑ 1s

H(b) ↓ 1s

Las estructuras o fórmulas de Lewis son una herramienta útil para r epresentar la unión por covalencia.


electrolito (Griego) electro electricidad, lytós soluble. Sustancia fundida o en solución acuosa que es capaz de conducir la corriente eléctrica.


122

En los anteriores ejemplos hemos encerrado con un óvalo el par de electrones que constituye el enlace covalente; este par, en forma clásica, se sustituye por una peque-ña raya o guión.

Hidrógeno

Cloro

Agua

Amoniaco

Metano

H H

Cl Cl

H O H

H N H

H

H

H C H

H

El enlace covalente es más común entre átomos de la misma especie o entre especies semejantes, esto es, los átomos con electr onegatividades iguales (mismo elemento) o ligeramente diferentes, pueden formar moléculas compar tiendo uno o más par es de electrones.

estos electrones se aparean y se forma H2

⎫⎪⎪⎬⎪⎪⎭

H Hº+

Cl Cl° °° °

° °

+ + + +

+ +

H O Hº++ +

+ +

Hidrógeno

Cloro

Agua

Amoniaco

Metano

º+

º+

H N H

H

+ +

º+º+ º+

H

H C H

Hº+

º+

º+ º+


H2 0%

Cl2 0%

O2 0%

SO2 22%

H2O 39%

NH3 19%

CH4 4%

Cuadro 3.3 Porcentajes de electrovalencia de algunas sustancias

Los compuestos son covalentes cuando su porcentaje de electrovalencia es menor del 50% (véase cuadro 3.2 y figura 3.4).

Compuesto Temperatura de fusión en °C Temperatura de ebullición en °C

H2O 0 100

CH4 −182.6 −161.4

NH3 −77.7 −33.4

Compuesto Calor de formación en calorías

NH3 11 400

CS2 21 500

CCl4 33 400

CO2 94 052


El azúcar de mesa (C12H22O11) se llama sacarosa. Es un ejemplo de un compuesto covalente que es un sólido cristalino soluble en agua.

La gasolina y el petróleo crudo son mezclas de compuestos covalentes. El petróleo que se derrama en agua no se disuelve en ella, sino que flota formando capas delgadas.

Figura 3.10 Comparación de compuestos covalentesLos compuestos covalentes están formados por moléculas en las que los átomos se unen compartiendo electrones. Debido a las débiles fuerzas interpartícula entre las mo-léculas, los compuestos covalentes tienden a ser gaseosos o líquidos a temperatura ambiente, además de insolubles en agua, aunque algunos son muy solubles.

• Los compuestos covalentes no conducen la corriente eléctrica.• El calor de formación de los compuestos covalentes es más bajo que el de los com-

puestos electrovalentes.

Propiedades asociadas al enlace covalente

Como propiedades asociadas al enlace covalente podemos mencionar las siguientes:

• En los compuestos covalentes las temperaturas de fusión y ebullición son bajas.


El enlace de los compuestosManosa la obra

Los compuestos se clasifi can de acuerdo con los tipos de en-laces que unen a sus átomos. Los iones de los compuestos electrovalentes o iónicos se unen mediante enlaces iónicos, mientras que en los compuestos moleculares los átomos se unen por enlaces covalentes.

A simple vista no puedes decir que el compuesto de una muestra es del tipo iónico o molecular porque ambos com-puestos pueden tener la misma apariencia. Pero se pueden hacer pruebas sencillas para clasifi car a los compuestos según su tipo, ya que cada uno tiene propiedades particulares que comparten la mayoría de sus integrantes.

Los compuestos iónicos son duros, quebradizos y solubles en agua, tienen altos puntos de fusión y pueden conducir la electricidad cuando están disueltos en agua.

Los compuestos moleculares pueden ser suaves, duros o fl exibles, en general son menos solubles en agua, tienen puntos de fusión bajos y cuando están disueltos en agua no pueden conducir la electricidad.

Después de esta introducción sobre los compuestos iónicos y covalentes, realiza en el laboratorio de tu escuela la siguiente práctica.

Con este experimento podrás identifi car los compuestos iónicos y los moleculares, según sus propiedades.

Material• portaobjetos de vidrio• lápiz graso o crayón• parrilla de calentamiento• espátula• 4 vasos pequeños de precipitados (50 o 100 mL)

• varilla de agitación• balanza• aparato para medir conductividad• probeta graduada, pequeña• termómetro (con graduación mayor de 150°C)

Sustancias4 muestras de 1 a 2 g de algunas de las siguientes sustancias:• sustituto de sal (KCl)• fructosa• aspirina• parafi na• urea• sal de mesa• azúcar de mesa• sal de Epson

Procedimiento

1. Con un lápiz graso o crayón traza varias líneas en un portaobjetos para dividirlo en cuatro partes. Rotula cada parte con las letras A, B, C y D.

2. Haz en tu cuaderno una tabla semejante a la que se muestra para que anotes datos y observaciones.

3. Con una espátula coloca una décima parte (0.1 a 0.2 g) de la primera sustancia en la parte A del portaobjetos.

4. Repite el paso 3 con las otras tres sustancias en las partes B, C y D. Asegúrate de limpiar la espátula luego de tomar cada muestra. Anota en tu tabla de datos qué sustancia pusiste en cada parte del portaobjetos.


124

La cera de las velas y la mantequilla son mezclas de compuestos covalentes. Como sus moléculas son grandes y pesadas son sólidos, pero se funden a baja temperatura.

En lugares donde no se dispone de gas natural, mucha gente usa propano (C3H8) para la calefacción de sus hogares y para cocinar sus alimentos. Se entrega a negocios y hogares en camiones pipa, a presión.

Figura 3.10 Comparación de compuestos covalentescontinuación...



5. Coloca el portaobjetos en la parrilla de calentamien-to. Regula el calor en la posición media y empieza a calentar.

6. Coloca un termómetro sobre el cubreobjetos de modo que apenas se apoye el bulbo. Cuida de no revolver los compuestos.

7. Continúa calentando hasta que se alcance la tempe-ratura de 135°C. Examina cada parte del portaobjetos y anota las sustancias que se hayan fundido. Apaga la parrilla de calentamiento.

2. ¿Todos los compuestos se funden a la misma temperatura?

______________________________________

______________________________________

3. Completa tu tabla de datos clasifi cando cada una de las sustancias de prueba como compuesto iónico o molecular de acuerdo con tus observaciones.

______________________________________

______________________________________

4. ¿Qué diferencias existen entre las propiedades de los compuestos iónicos y los moleculares?

______________________________________

______________________________________

5. ¿Cómo son los puntos de fusión de los compuestos iónicos en comparación con los de los compuestos moleculares? ¿Qué factores infl uyen en el punto de fusión?

______________________________________

______________________________________

6. Las soluciones de algunos compuestos moleculares son buenas conductoras de la electricidad. Explica por qué es cierto esto, aun cuando se requieren iones para conducir la electricidad.

______________________________________

______________________________________

7. ¿Cómo puedes aprovechar las diferentes propiedades de la arena, la sal y el agua para separarlas cuando están mezcladas?

______________________________________

______________________________________

8. Marca cuatro vasos con los nombres de tus cuatro sustancias.

9. Pesa cantidades iguales (1-2 g) de cada una de las cua-tro sustancias y coloca las muestras en sus respectivos vasos.

10. Añade a cada vaso 10 mL de agua destilada.

11. Agita cada sustancia con una varilla limpia. Anota en tu tabla si la muestra se disolvió completamente o no.

12. Con un dispositivo para medir conductividad prueba en cada sustancia la presencia de electrólitos. Anota en la tabla de la siguiente página cuál de ellas actúa como conductor.

Resuelve

1. ¿Qué les ocurre a los enlaces que hay entre las molécu-las cuando una sustancia se funde?

______________________________________

______________________________________


Figura 3.11 Electrones compartidos en el CO2 Cuando los átomos de carbono y de oxígeno reaccionan, el carbono comparte dos pares de electrones con cada oxígeno. Esta distribución proporciona un octeto estable a todos los átomos.

Enlace simple, doble y triple

Los ejemplos de enlaces covalentes que hasta ahora hemos visto son simples, es decir, por cada dos átomos que se combinan hay un par de electr ones compartidos (un enlace).

Ejemplo


126

Sin embargo, algunos átomos sólo pueden alcanzar su configuración electr ónica estable (octeto) cuando comparten más de un par de electrones entre ellos.

Si los átomos comparten dos pares de electrones, están unidos por un doble enlace.

Ejemplo

O O O = O+ +

O C O O = C = O

Oxígeno

Dióxido de carbono

°°+ +

++

++

+ +

+ +++

°°°°°°

°°°° °°

°°°°

e– e–

e–e–

e–

e–

e–e–

e–

e–

e–

e–e– e–

e–e–

e–

e–e–

e–e–e–e–

e–

e–

e–

e–

e– e–e–

e–

e–

+ +

+ +C O O O OCCO2

4e– 4e–

Ahora bien, si los átomos comparten tres pares de electrones, están unidos por un triple enlace.

H H H H°°H O H H O H

°+

°+ °+°°

En el oxígeno (O2), que es una molécula con doble enlace, el apareamiento de los 2 electrones de un átomo con dos del otro, se explica de la siguiente manera:

Sustancia ¿El compuesto se funde?¿El compuesto se disuelve

en agua?¿La solución conduce

electricidad?Clasifi cación

A

B

C

D

N N N N

°°°°

+++

++

––––––H C C H H C C H

NitrógenoAcetileno

°

+++

+++°+

°+


1s2 2s2 2p2 2p2 2p2x y z

O(a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

O(a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↓ ↓

1s2 2s2 2p2 2p2 2p2x y z

1s2 2s2 2p1 2p1 2p1x y z

N(a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

N(a) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↓ ↓ 1s2 2s2 2p1 2p1 2p1

x y z

Con estos electrones se forman los dos enlaces.

Y el nitrógeno (N2) con triple enlace.

Llevar una dieta sana nos puede ayudar a no enfermarnos y, sobre todo, a vivir más años. Los nutriólogos sugieren agregar más verduras a la alimentación diaria, lo cual no es nada difícil.

En el mercado existe gran variedad de verduras, entre ellas se encuentra el brócoli, que en principio tal vez no se te anto-je mucho. En los últimos años, se ha descubierto que este vegetal de reputación humilde contiene productos químicos poderosos.

Los experimentos indican que el sulforafano contiene pro-tección contra ciertos cánceres y bacterias. Por ejemplo, entre las bacterias más comunes en el hombre se encuentra la He-licobacter pylori (H. pylori), la cual se considera responsable en el desarrollo de diversas enfermedades estomacales, inclu-yendo inflamación, cáncer y úlceras.

Es cierto que los antibióticos son el mejor tratamiento para la infección por H. pylori. Pero en ocasiones, la bacteria evade los antibióticos “ocultándose” en células de la pared estoma-cal y resurgiendo una vez terminado el tratamiento.

Estudios realizados han demostrado que el sulforafano mata a la bacteria H. pylori (aunque se haya refugiado en las paredes de las células estomacales) simplemente comiendo brócoli. Los científicos han encontrado que el sulforafano pa-rece inhibir el cáncer estomacal en ratones.

Aunque no hay garantía de que el brócoli nos mantenga saludables, sería muy recomendable agregarlo a nuestra ali-mentación.

Adaptado de Steven S. Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed., McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 486.

El brócoli, ¿un alimento milagroso?Lectura

El brócoli posee un producto llamado sulforafano, el cual tie-ne la siguiente estructura de Lewis (observa los dobles enlaces):


Con estos electrones se forman los tres enlaces.

•• ••

CH3 S (CH2)4 N=C=S

O

•• ••

••=



128

H Cl° °

+

°

° °

° °

H Cl

δ+ δ–

Figura 3.12 Tres compuestos covalentes El disulfuro de carbono es un disolvente útil para las grasas y las ceras. El metano es el compo-nente principal del gas natural. El dióxido de nitrógeno se utiliza para hacer ácido nítrico y también es un contaminante atmosférico. Todos estos compuestos tienen enlaces covalentes en los que los electrones se comparten casi igual. a) Los enlaces de C—S en el disulfuro de carbono son de tipo covalente puro. El valor de ΔEN = 0, aunque los átomos sean distintos. b) La ΔEN de 0.4 de los enlaces del metano no es suficiente para afectar de modo significativo las propiedades del compuesto. c) Aunque el grado de desigualdad con que se comparten los elec-trones en los enlaces N—O del dióxido de nitrógeno es mayor que en los enlaces de C—H, el NO2 se sigue considerando un compuesto covalente.

Polaridad de enlace

Se llama enlace covalente puro a aquel que se forma entre átomos de la misma espe-cie, cuyas cargas eléctricas negativas se encuentran distribuidas simétricamente.

Al consultar el cuadr o 3.3, veremos que el por centaje de electrovalencia es cero para H2, Cl2, O2, etcétera, pues los átomos de estas moléculas son del mismo ele-mento.

Existen también moléculas poliatómicas cuyas cargas eléctricas están simétrica-mente distribuidas al considerar todo el conjunto, por ejemplo en el tetracloruro de carbono, CCl4.

Cl

Cl C Cl

Cl

°

+++

++

+ +

+ +

°+

° + °+

+ +

++

+ +

++

+ +

++

+ +

+ +

S

S

C

C

H

H H

O O

N

H

a)

b)

c)

O EN = 3.5N EN = 3.0 Δ EN = 0.5

C EN = 2.5H EN = 2.1Δ EN = 0.4

C EN = 2.5S EN = 2.5 Δ EN = 0.0

Enlace covalente no polar y polar

Los anteriores ejemplos son de moléculas no polares y, en general, podemos clasificar a los compuestos covalentes en no polares y polares.

A estos últimos se les llama así porque los átomos que forman sus moléculas están unidos mediante enlaces co valentes; estos átomos son de distinta especie y tienen electronegatividades diferentes, lo que hace que en el espacio del átomo más electro-negativo haya una may or densidad de cargas eléctricas negativ as, formándose un polo negativo en contraste con el polo opuesto, que es positivo.

Por ejemplo, al formarse el cloruro de hidrógeno (HCl), la diferencia de electro-negatividad (0.9) (véase la figura 3.4) es lo suficientemente grande para que del lado del cloro se forme un polo par cialmente negativo (δ–) y en el lado del hidr ógeno otro polo parcialmente positivo (δ+), ya que el cloro atrae con más fuerza a los elec-trones del enlace. (El símbolo δ indica una separación parcial de cargas.)


El enlace covalente polar constituye un fenómeno muy importante en la explica-ción del comportamiento físico y químico de los compuestos. Como veremos en el siguiente tema, el agua debe sus notables propiedades a su gran momento dipolar, es decir, la molécula de agua es muy polar.

Figura 3.13 Distribución de cargas en un enlace O–H Como el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, los electrones de un enlace O–H pasan más tiempo cerca del átomo de oxígeno. Esta distribución lleva a una carga parcial negativa sobre el oxígeno y a una carga parcial positiva sobre el hidrógeno.

Aunque el límite es arbitrario, se considera que un compuesto es pr edominante-mente covalente polar cuando su por centaje de electrovalencia es de 25 a 49 por ciento.

Enlace por coordinaciónComo se explicó anteriormente, para que se forme un enlace covalente entre dos átomos, cada uno de ellos aporta un electrón y así constituir el par necesario para la unión.

Existe otro tipo de enlace llamado covalente coordinado, en el cual los átomos que se combinan comparten electrones, pero el par necesario para formar el enlace es proporcionado por uno de ellos solamente.

Mecanismo de coordinación

En general, el átomo que proporciona los electrones tiene un par no compartido en su nivel de valencia.


A continuación un ejemplo de moléculas que presentan enlace covalente polar.

HBr H Br°°+

° °°

H2S H S

H°+

H — Brδ+ δ–

H — S

H

δ+ δ–

δ+

H — O

H

δ+ δ–

δ+

|

|

°°+

°°°

H2O H O

H

°+ °° °°°+

δ+δ–

O H



130

Amoniaco (NH3)

El átomo receptor es deficiente en electrones y carece de suficientes electrones de valencia para alcanzar una configuración electrónica estable (octeto).

Una vez formado el enlace, no se distingue de cualquier otro enlace covalente; por ejemplo, un ion hidrógeno (H1+) puede formar un enlace covalente coordinado con una molécula de amoniaco mediante el traslape de su orbital vacío con un orbital del átomo central nitrógeno, que contiene el par de electrones no compartidos.

Investiga

Encuentra el enlace covalente de los siguientes compuestos:

Hipoclorito de sodio NaClOClorito de sodio NaClO2

Clorato de sodio NaClO3

Perclorato de sodio NaClO4

Una forma útil para indicar el enlace co valente coordinado consiste en emplear una pequeña flecha que va del átomo donador al receptor.

Ejemplifiquemos ahora los siguientes compuestos:

Hipoclorito de sodio NaClO Clorito de sodio NaClO2

Clorato de sodio NaClO3

Perclorato de sodio NaClO4

y el núcleo del hidr ógeno (protón) se une con el o xígeno del agua en uno de los pares de electrones no compartidos, mediante un enlace covalente coordinado, for-mándose el ion hidronio [H3O]1+.

H N H H°+

°°°+

°+ Aquí el nitrógeno tiene un par de

electrones no compartidos

H N H + H1+

H°+

°°°+

°+

H

H N H

H

⎤⎥⎥⎥⎦

1+⎡⎢⎢⎢⎣

°°°+°

+

°+

H

H N H

H

1+

–

⎤⎥⎥⎥⎦

⎡⎢⎢⎢⎣

↑

El siguiente ejemplo es ilustrativo.Al disolver el gas cloruro de hidrógeno (HCl) en agua, el clor o se queda con los

electrones del enlace covalente sencillo:

H

H O + H1+ H O o

H H

H

H O

H

–

↑°°°+°

+

°° °°°+°

+

°°

°°°°°

+

°°H Cl H1+ Cl 1– °°

°+°+

°°


Los elementos que se enlazan son:

¿Sabías que...?

De todos los metales, la plata es el mejor conductor de electricidad.El cobre ocupa el segundo lugar. Como la plata es más rara y más cara, el cobre es el metal que se utiliza en los circuitos eléctricos.

Este compuesto (NaClO) es estable pero el átomo de cloro no ha saturado su ca-pacidad de combinarse, ya que tiene tr es pares de electrones no compar tidos, y en condiciones especiales puede unirse con otro átomo de oxígeno mediante un enlace co-valente coordinado, formándose el clorito de sodio (NaClO2) que también es estable.

131131

Na O Cl°+ +

++

+ ++

°°°° °°En el hipoclorito de sodio (NaClO), al redistribuirse los electrones hay un enlace

electrovalente y uno covalente:

Na1+ [O – Cl]1–

Na O Cl ++

+ +

+ ++

°°°° °°°

O O

Na O Cl O o Na1+ O Cl → O↑

1–⎤⎥⎦

⎡⎢⎣

O O

Na O Cl O o Na1+ O Cl → O

O O

↑ 1–

↓

⎤⎥⎥⎦

⎡⎢⎢⎣

°°

+

°° °°°°°°° °°

+ +++

+ +

°° °°°°°°°° °°

°°°°° °°+

+ +++

+ +

°° °°°°°° °°°°

Ahora bien, si se observa la estructura de Lewis anterior se aprecia que al cloro le quedan dos pares de electrones no compar tidos, donde se pueden unir mediante enlaces covalentes coordinados, uno o dos átomos de o xígeno, formándose, respec-tivamente, el clorato de sodio (NaClO3) y el perclorato de sodio (NaClO4).

Na O Cl O o Na1+ [O Cl → O]1–+

°°°° °°° +

+

+ +

+ +

°°°°

°°

La posibilidad de que un átomo de un compuesto que tenga par es de electrones libres reaccione con otros átomos, no se circunscribe a los no metales; existen algu-nos elementos metálicos que efectúan este tipo de reacciones.

Se denominan iones complejos a los que contienen un átomo de metal y otr o u otros átomos. Están formados por átomos que se unen entr e sí mediante enlaces covalentes coordinados.

Los iones complejos que no tienen un átomo de un metal r eciben, en general, el nombre de radicales.

Enlace metálicoComo su nombre lo indica, el enlace metálico es un enlace que ocurr e entre los átomos de metales, y sus características son muy específicas. Consiste en un conjun-to de cargas positiv as que son los kernels de los átomos metálicos y los electr ones periféricos pertenecen a todos los cationes, es decir, los átomos se encuentran unidos entre sí por una nube de electrones de valencia que rodea a los kernels.

3.1 Enlace químico



132

Figura 3.15 Representación bidimensional de un cristal metálico El movimiento de iones en un sólido metálico no produce cambios en la naturaleza de las fuerzas enlazantes. Este modelo explica la maleabilidad y la ductilidad de los metales.

Representación

Podemos representar a un metal como un enr ejado de iones positivos colocados en los nudos de una red cristalina y sumergidos en un “mar” de electrones móviles. En el enlace metálico los electrones pueden moverse en todos sentidos, esto distingue al enlace metálico del enlace covalente, ya que en este último los electrones están situa-dos en una posición rígida.

Propiedades asociadas al enlace metálico

Debido a la gran mo vilidad de los electr ones de valencia, los metales son buenos conductores de la electricidad y el calor. Además, gracias a esta movilidad, los meta-les presentan brillo. La ductilidad y maleabilidad de los metales son explicables por esta movilidad electrónica (véase la figura 3.15).

Antes de la deformación Después de la deformación

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

++

––

Figura 3.14 Representación gráfica de una red cristalina de un metal.

Ionespositivos

Electronesmóviles

Cada uno de los átomos de un metal del grupo 2 libera sus dos electrones de valen-cia en una fuente de electrones que son compartidos por los demás átomos metálicos.

Los enlaces de los metales no son rígidos. C uando un metal se golpea con un martillo, los átomos se deslizan a trav és del mar de electr ones y ocupan un nuev o sitio, pero mantienen sus conexiones con los demás átomos. Esta capacidad de reor-ganizarse explica por qué los metales se pueden estirar en alambres largos y finos.


Figura 3.16 Maleabilidad, ductilidad y conductividad eléctrica de los metales Estas propiedades reflejan el tipo de enlaces de los metales. a) El cobre es dúctil y buen conductor de electricidad, se utiliza sobre todo en los circuitos eléctricos. b) El oro es maleable: la hoja de oro es oro metálico que se aplana hasta que se obtiene una laminilla muy delgada, de tan sólo unos cientos de átomos de espesor.

es la

Puente de hidrógeno

Fuerzas de Van der Waals

Enlace molecular

Atracción

entre

Moléculas

debido a las

por ejemplo

¿Sabías que...?

Las fuerzas intramoleculares mantienen juntos a los átomos de una molécula (recuerda el enlace químico), mientras que las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre moléculas y son las responsables de las propiedades de la materia como el punto de fusión y el punto de ebullición.

3.2 Enlace molecular

Mapa conceptual 3.2

Atracciones de Van der WaalsLas fuerzas de Van der Waals son débiles atracciones de carácter electrostático entre las moléculas.

1331333.2Enlace molecular

a) b)

Aguaen estado

sólido

— — —

Aguaen estado

líquido

Figura 3.17 Fuerzas de Van der Waals.



134

Figura 3.18 La molécula polar del agua Los enlaces O–H de una molécula de agua son polares. Debido a la forma curvada del agua, el lado del hidrógeno de la molécula tiene una carga positiva, mientras que el lado del oxígeno tiene una carga negativa. La flecha indica la dirección en la que se atraen los electrones.

Figura 3.19 La molécula polar del amoniaco Como el agua, una molécula de amoniaco tiene dos lados distintos. A causa de los enlaces polares, el lado del hidrógeno tiene una carga neta positiva y el lado del nitrógeno una carga neta negativa.

Es el enlace más débil de todos y se debe a la deformación de la configuración electrónica de cada átomo, pr ovocada por la influencia del campo eléctrico de los átomos vecinos. Se le llama también enlace residual o enlace de polarización.

Con estos enlaces se pueden explicar las fuer zas de cohesión en los líquidos y en los gases.

Puente de hidrógenoLas moléculas de agua y de amoniaco son ejemplos de cómo los enlaces polares, or-denados geométricamente de cierta manera, pueden generar una molécula polar. La molécula polar tiene un polo positivo y otro negativo, también se llama dipolo.

O

H H

Extremo concarga negativa

Extremo con carga positiva

–

+ +

+

–

N

H H

H

Extremo concarga negativa

Extremo con carga positiva

–

++

+ +

–

Ciertos compuestos contienen en sus moléculas átomos de hidr ógeno, como el agua y el amoniaco. En estos casos el hidr ógeno es atraído por dos átomos de ele-mentos electronegativos; con uno de ellos está unido mediante un enlace co valente normal y con el otro, por una unión especial llamada enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno.


Figura 3.20 Puentes de hidrógeno contra los enlaces covalentes del agua.

Puentes dehidrógeno

Enlacescovalentes

–

H

O O

O

O O

H H H

H H

H H H H

–

–

– –

+ +

+

+ +

+++

+

++

++

++

Figura 3.21 Interacciones dipolo en los líquidos y los sólidos La fuerza entre las moléculas dipolo es una atracción del extremo positivo de un dipolo por el extremo negativo de otro dipolo. Aquí se representan las atracciones dipolo-dipolo en los líquidos (izquierda) y en los sólidos (derecha).

¿Sabías que...?

El agua alcanza su máxima densidad a los 4°C y se congela a los 0°C, esto se debe a que las moléculas de agua están unidas por puentes de hidrógeno, lo cual hace que el hielo fl ote, ya que su densidad es menor porque a temperaturas menores a 4°C el agua aumenta de volumen hasta convertirse en hielo.

El enlace de hidrógeno es de naturaleza electrostática, y su fuerza es mucho menor que la del covalente, pero mayor que las fuerzas de Van der Waals.

Los dos átomos unidos mediante un puente de hidrógeno deben ser muy electro-negativos y de volumen pequeño.

Propiedades asociadas al puente de hidrógenoCuando existen enlaces o puentes de hidrógeno entre las moléculas de una sustancia, originan que ésta sea más fácilmente condensable de lo que podría esperarse por el tamaño y masa de sus moléculas.

Un ejemplo interesante es el agua, un compuesto líquido a temperatura ambiente que por su fórmula sencilla, H2O, debería ser un gas difícilmente licuable si se com-para con los hidruros de azufre (H2S), selenio (H2Se) y telurio (H2Te), elementos del mismo grupo (6A) del oxígeno. Observa la siguiente tabla.

+–+–+–+–

+–+–

+–

+–+

–

+

+

–

–+ –+ –+ –

+ –

+–

+ –+ –+ –

+–+–




136

Figura 3.23 Sacarosa La sacarosa, C12H22O11, es una molécula que contiene ocho enlaces O—H. Cuando se añade agua a la saca-rosa sólida, cada uno de esos enlaces es un sitio potencial para formar puentes de hidrógeno con el agua. Las fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas de sacarosa se vencen y sustituyen por fuerzas de atracción entre las moléculas de sacarosa y de agua, a lo cual se debe que el azúcar sea muy soluble.

Otro comportamiento anormal del agua es el volumen que ocupa en estado líqui-do y en estado sólido (hielo). Este volumen es mayor en estado sólido que en estado líquido, cuando debería ser lo contrario.

Este comportamiento sucede porque las moléculas de agua están unidas mediante puentes de hidrógeno. En estado líquido, las moléculas se entrecruzan libremente y en estado sólido se elimina el mo vimiento molecular libre. En el hielo hay mucho espacio entre las moléculas, debido a la rigidez de los puentes de hidrógeno.

H

H O

O H

H H H H

H

H

O H

H H

H HO O

O C C

H

HO C C C C

OO

CH2

CH2

CH2

C O O

C

H OH

C

H

H O

HH

H

H

H

HH

O

H

O

H

H O

H

H O

O

O

Figura 3.22 Comportamiento de las moléculas del agua en sus cambios de estado (líquido-sólido).

Compuesto Punto de ebullición °C Punto de fusión °C

H2O 100 0

H2S –61.8 –82.9

H2Se –42 –64

H2Te –4 –51

Investiga

Investiga qué es punto de fusión y punto de ebullición. Proporciona un ejemplo de cada uno.

Congelación

Fusión

Sólido Líquido


¿Sabías que...?

Los primeros hornos de microondas eran muy grandes y sólo se usaban en restaurantes. A partir de los años setenta, se hicieron modelos más pequeños y baratos, lo que permitió se convirtiera en uno de los inventos más comunes en la vida diaria de nuestros tiempos.

En la década de los cuarenta del siglo ��, un científico estadounidense realizaba experimentos con un magnetrón (un equipo que genera microondas). Cuentan que este

ingeniero llevaba en uno de los bolsillos de su bata una barra de chocolate. Mientras trabajaba en su experimento se dio cuenta que el chocolate empezó a derretirse.

Este accidental descubrimiento dio origen, décadas más tarde, al horno de microondas, el cual permite calen-tar alimentos. Este hecho se basa en la interacción de las microondas con las moléculas de agua, las cuales, debido a su polaridad y geometría, incrementan su energía cinética y elevan así la temperatura del alimento que las contiene. Este comportamiento del agua es un claro ejemplo de la importancia de la geometría y polaridad de una molécula.

Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Castells, Química, México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2004, p. 218.

Origen del horno de microondasLectura

Nuevos materialesLa ciencia de materiales es una combinación interdisciplinaria de física, química e ingeniería, en esta ciencia la química es la base por el estudio de la materia y sus cambios. Mencionemos algunos ejemplos:Cristales de silicio de gran pureza Se emplean en la industria de los semiconduc-tores para producir transistores modernos, circuitos integrados y los chips de computadora.Siliconas Son compuestos orgánicos que contienen silicio y, debido a sus propie-dades lubricantes, se emplean para reemplazar partes del cuerpo como las articu-laciones de caderas y rodillas.


También esto explica que la máxima densidad del agua sea a 4°C, pues cuando el hielo se funde, algunos de los puentes de hidr ógeno se rompen y las moléculas de agua se acercan, adquiriendo ésta mayor densidad. De 0 a 4°C, el volumen continúa disminuyendo a medida que se rompen más puentes de hidrógeno.



138

Fibras ópticas Son cables de dióxido de silicio (SiO2) de gran pur eza con los que se logra rapidez en la comunica-ción, así como mayor información.Cristal líquido Se emplea en las panta-llas de r elojes digitales, calculadoras, televisiones en miniatura, computado-ras de escritorio y portátiles.Aleaciones de berilio Debido a su lige-reza, rigidez y poca dilatación se usan en la fabricación de piezas para aviones supersónicos.Aleaciones de niobio y estaño Se utilizan como superconductores a temperaturas extremadamente bajas.Aleaciones de tantalio, niobio, volfra-mio, cobalto y níquel Se utilizan en ve-

hículos espaciales, ya que son resistentes al calor que se produce por fricción al entrar en la atmósfera.Compuesto de litio, bario, cobre y oxígeno Se emplea en trenes de alta velocidad debido a que no presenta resistencia al paso de la corriente eléctrica.Fullerenos Se usan como catalizadores en diferentes procesos de producción, en la fabricación de superconductores, para purificación del agua, elaboración de cristales líquidos, etcétera.Nitinol Tiene muchas aplicaciones médicas; por ejemplo, para unir los tendones y ligamentos con los huesos, para elaborar “canastas” que filtran coágulos sanguí-neos; también para hacer armazones para anteojos, y en la elaboración de “frenos” en la ortodoncia.

Aunque los últimos av ances de la ciencia de materiales se han centrado en las propiedades eléctricas, las propiedades mecánicas siguen teniendo gran importancia. En la industria aeronáutica, por ejemplo, los científicos han desarrollado, y los inge-nieros han probado materiales compuestos no metálicos, más liger os, resistentes y fáciles de fabricar que las aleaciones de aluminio y los demás metales que en la actua-lidad se emplean para los fuselajes de los aviones.

Por ejemplo, con el estudio de nuevos materiales fue posible la invención del tren de levitación magnética o tren maglev, un vehículo de alta velocidad que levita sobre un carril denominado carril guía y es impulsado por campos magnéticos.

La tecnología de trenes de levitación magnética se utiliza para recorridos urbanos a velocidades medias (menos de 100 km/h) en ciudades eur opeas. Desde 1984 una lanzadera maglev para distancias cor tas se usa en Gran Bretaña entre el aeropuerto de Birmingham y la estación de tren. Sin embargo, el mayor interés recae sobre los sistemas maglev de alta v elocidad. En Alemania, un tren maglev logró la velocidad de 435 km/h, mientras que en Japón se han alcanzado velocidades de 517 km/h en trenes meglev completos.


Palabras clave

Anión, 117Catión, 117Dipolo, 134Electrolito, 122Enlace covalente, 121Enlace covalente coordinado, 129

Enlace covalente no polar, 128Enlace covalente polar, 129Enlace electrovalente, 118Enlace iónico, 117Enlace metálico, 131Enlace químico, 114

Iones complejos, 131Puente de hidrógeno, 134Radicales, 131Regla del octeto, 115

Los fullerenosLectura

El buckminsterfullereno se descubrió en el hollín, en 1985, y en 1991 se confirmó su forma de balón de futbol. A partir de entonces, se han descubierto fullerenos naturales o se han producido artificialmente.

Éste es un modelo del buckminsterfullereno, C60, nombrado así en honor del ingeniero y arqui-

tecto Buckminster Fuller, quien inventó el domo geodésico que aquí se muestra. Tanto el domo como la molécula son muy estables. La molécula pertenece a un grupo de alótropos

de carbono bastante organizados llamados fullerenos.Los fullerenos tienen fórmulas moleculares con

números pares, como C70 y C78. Las moléculas de algunos fullerenos son esferas huecas y las de otros son tubos huecos. Las estructuras de los fullerenos en forma de jaula son muy flexibles. Después de estrellarlas en placas de acero a velocidades de 7 000 m/s (cerca

de 16 000 millas/hora), las moléculas de C60 rebotan con su forma original intacta.

Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, McGraw-Hill Interamericana Edito-

res, México, 2007, p. 32.

1. Escribe en cada enunciado si lo que se presenta se refi ere a:

Enlace iónico Enlace no polar Covalente polar Covalente coordinado Metálico Molecular

El volumen del agua es mayor en estado sólido que en estado líquido, lo cual hace que el hielo fl ote

______________________________________

Lo que aprendí


Los átomos comparten electrones pero el par electróni-co es proporcionado por uno de ellos

______________________________________

En el cloruro de hidrógeno (HCl), el cloro atrae con más densidad a los electrones de enlace

______________________________________

Las cargas eléctricas están distribuidas de manera asimétrica

______________________________________



140

Se forman cuando hay pérdida o ganancia de electro-nes entre los átomos

______________________________________

Hace que la temperatura de fusión sea elevada

______________________________________

Causa que la temperatura de ebullición de algunos compuestos sea baja

______________________________________

El enlace de electrovalencia es mayor que 50%

______________________________________

Contribuye para que algunos compuestos conduzcan la energía eléctrica

______________________________________

Forma compuestos cuando su porcentaje de electrova-lencia es de 25 a 49%

______________________________________

Se forma cuando los electrones periféricos pertenecen a todos los núcleos

______________________________________

Es la causa de que algunos elementos sean dúctiles y maleables

______________________________________

Explica la fuerza de cohesión en los líquidos

______________________________________

Enlace puente de hidrógeno

______________________________________

2. Contesta brevemente:

¿A qué se llama enlace químico?

______________________________________

¿Por qué los aniones tienen mayor volumen que los átomos neutros?

______________________________________

¿Cuál de las siguientes ecuaciones presenta mejor la combinación de sodio (Na) con el fl úor (F)?

a) Na0 + F0 → Na0F0

b) Na0 + F0 → Na1+F1–

c) Na0 + F0 → Na1–F1+

Escribe una ecuación iónica que muestre a un átomo de magnesio convirtiéndose en ion.

______________________________________

¿Cuál es la diferencia entre ion complejo y ion radical?

______________________________________

¿Cuándo se forma un doble enlace? Escribe un ejemplo

______________________________________

¿Por qué no es posible que ocurra la siguiente reacción?

Ar + Ar → Ar2

3. Consulta la tabla de electrovalencias para dar respuesta a los siguientes ejercicios:

• Encierra con una línea continua las sustancias que en estado líquido conducen la corriente eléctrica:

NaCl CO2 NH3 K2S HCl

CaO Cu2S CH4 Cu2O AlCl3

• Indica el porcentaje de electrovalencia (carácter iónico) y escribe si el tipo de enlace que forma es covalente no polar, covalente polar o electrovalente.

% Enlace

a) C H ______________ ______________

b) Li Br ______________ ______________

c) S O ______________ ______________


d) C O ______________ ______________

e) Fe O ______________ ______________

f ) K Cl ______________ ______________

g) Mg O ______________ ______________

h) H O ______________ ______________

i ) N H ______________ ______________

j) K F ______________ ______________

k) Cl O ______________ ______________

l) I O ______________ ______________

• Representa con estructuras de Lewis los siguientes agregados atómicos:

a) CH4

b) CO2

c) FeS

d) Cu2O

e) Cl2



Unidad 4

Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos


4.1 Fórmula química

Lectura El dióxido de silicio: componente importante en la corteza terrestre

4.2 Funciones químicas inorgánicas

Lectura No hay motivos para reír

Manos a la obra Antiácidos

Lectura ¿Cómo se infl an las bolsas de aire?


En la ilustración aparecen acero, cemento, carbonatos, silicatos, óxidos, etcétera. La química te enseña a nombrarlos y a escribir sus fórmulas.



El estudiante comprenderá la importancia de la nomenclatura sistemática en la química para

identifi car los compuestos por sus fórmulas.


IntroducciónEn los inicios de la química no había un sistema para nombrar a los compuestos, se usaban nombres comunes (algunos aún perduran) que se basaban en algunas carac-terísticas físicas, químicas, organolépticas o en las aplicaciones de los compuestos conocidos entonces. Por ejemplo, el monó xido de dinitrógeno (N2O) se llamaba “gas hilarante”, ya que al ser inhalado produce risa; la “cal viva” es el óxido de calcio (CaO); la “sal de cocina” es el cloruro de sodio (NaCl); el “yeso” es el sulfato de cal-cio (CaSO4), etcétera.

Estos nombres comunes son arbitrarios y no toman en cuenta la composición quí-mica de las sustancias. C uando se ampliaron los conocimientos en el campo de la química, se hizo evidente que el uso de los nombres comunes para referirse a los com-puestos produciría mucha confusión, además sería imposible memorizar los nombres de los millones de compuestos que se conocen en la actualidad.

La solución fue crear un sistema de nomenclatura que tomara en cuenta algunos conceptos fundamentales como la estr uctura atómica, la valencia y la composición química de los compuestos.

Este sistema oficial de nomenclatura fue creado por la IUPAC, organismo que se fundó en 1921 y que tiene a su cargo, entr e otras funciones, la elaboración de los métodos y reglas para nombrar los compuestos y escribir sus fórmulas.

En esta unidad nos ocuparemos de la nomenclatura de los compuestos inorgánicos.

4.1 Fórmula químicaYa hemos indicado que las sustancias se dividen en elementos y compuestos. Estas sustancias se representan mediante una fórmula, que muestran la composición ató-mica de sus moléculas y se forman mediante la combinación de los símbolos de los elementos que las constituyen.

1. Cuando en una ciudad se habla acerca de la nomenclatura de sus calles, ¿a qué se están refi riendo?

2. ¿Qué representa para ti una fórmula química? 3. ¿Qué nombre reciben las sustancias que forman un compuesto? 4. Cuando el hierro se convierte en herrumbre, se dice que se combina con… 5. ¿Qué palabra emplearías para identifi car el sabor del limón? 6. ¿Qué sustancia específi ca tiene sabor salado? 7. Cuando un compuesto está formado por dos clases de elementos es

binario, y si está formado por tres elementos distintos será… 8. La fórmula del agua es H2O, ¿qué signifi ca el número 2? 9. ¿Dónde tienen sus electrones de valencia los átomos de los elementos

representativos?

¿Cuánto sabes?


nomenclatura Nomen (latín) nombre o nominación.La nomenclatura es el conjunto sistemático de reglas que regulan la designación de fórmulas y nombres para las sustancias químicas.


¿Sabías que...?

Para escribir fórmulas químicas cada átomo se representa con el símbolo de su elemento, el número de átomos se indica con un subíndice a la derecha del símbolo y cuando hay un átomo no se necesita escribir el número 1.

Figura 4.2 Disulfuro de carbono El compuesto representado por la fórmula CS2 se llama disulfuro de carbono porque dos átomos de azufre están unidos con un carbono.

que indican

un conjunto de reglas

Fórmulas químicas

El nombre

de

Compuestos

de acuerdo con

Nomenclatura

MolecularesEmpíricasClasifi cación

sustancias

símbolos

Condensada Desarrollada

y la

de

mediante

en forma

llamado

que son

Es obvio que si la sustancia es un elemento, su fórmula estará constituida por símbolos iguales (O2, H2, He, N2, Cl2, etcétera). Y si es un compuesto, por símbolos diferentes (NaCl, H2O, CaO, H2SO4, etcétera).

La fórmula de un compuesto indica la composición atómica de su molécula o, si el compuesto es iónico, la composición atómica de sus iones.

La fórmula molecular representa el número real de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto (compuestos covalentes) (H2O, C6H6, NH3, etcétera).

La fórmula empírica expresa el número relativo de átomos de cada elemento en un compuesto iónico (NaCl, H2SO4, CaBr2, etcétera).

Figura 4.1 Las sustancias moleculares pueden ser tan simples como dos átomos de yodo unidos como I2.

Mapa conceptual 4.1


I2


Unidad 4 Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos

146

Fórmulas condensadas y desarrolladasLas fórmulas pueden ser condensadas y desarrolladas o estructurales. En las fórmulas condensadas se emplean subíndices que indican el número de átomos que forman la molécula sin señalar cómo están unidos; las fórmulas desarrolladas o estructurales indican en un plano la estructura de la molécula y en ellas se representa el modo de agrupación de todos los átomos que la forman, señalando con guiones sus enlaces. Veamos los siguientes ejemplos.

H2O

NH3

CH4

H2SO4

H3PO4

KMnO4

Fórmula condensada

H

H – O

–

H

H – N – H

–

H

H – C – H

H

––

H – O O SH – O O

–

–

H – OH – O – P OH – O

–

–

OK – O – Mn O O

Fórmula desarrollada

Ejercicio

De las fórmulas anteriores elige dos átomos y escribe si se trata de un metal o no metal, y la valencia de ellos. Te damos ejemplos:

O Oxígeno no metal 2–

________________ _______________ _______________ _______________

H Hidrógeno metal 1+

________________ _______________ _______________ _______________

Investiga

Investiga el significado de la palabra subíndice.

146


Algunas sustancias tienen en sus moléculas un átomo, o grupo de átomos caracte-rísticos, llamado grupo funcional. Observa las siguientes fórmulas:

Na2O KOH HCl CaO Mg(OH)2 HNO3

Al2O3 Fe(OH)3 H2SO4

Las tres primeras están caracterizadas por O, las segundas por OH y las ter ceras por H.

Estos grupos hacen que las sustancias tengan propiedades comunes a las que se les llama función química, y caracterizan a un conjunto de sustancias que tienen estruc-tura molecular análoga.

El dióxido de silicio, SiO2, es una sustancia semejante en constitución al CO2 y con propiedades también de anhídrido. Lo encontramos en el cuarzo, la arena, la sílice, la tierra de infusorios, etcétera. Cuando está incoloro forma la variedad llamada cristal de roca; en rojo constituye el jacinto; en ama-rillo, el falso topacio; en violeta, la falsa amatista; en negro, el cuarzo ahumado o ágata; mezclado con los feldespatos y mi-cas produce el granito natural.

El dióxido de silicio: componente importante en la corteza terrestreLectura

México tiene abundantes variedades de SiO2 en cuarzo, pedernal, ópalo, ágata, calcedonia, amatista y jaspe, en los estados de Chihuahua, Baja California, Guanajuato, Guerrero, Hidalgo, Michoacán, Querétaro, San Luis Potosí y el Distrito Federal.

El SiO2 puro es un sólido que puede estar en estado amor-fo o cristalino; es frío al tacto y la variedad cristalina presenta

el fenómeno de la birrefringencia (a través de él, los objetos se ven dobles). Es insoluble en el agua y en los ácidos, sólo lo disuelve el HF.

Calentado con el magnesio o con el aluminio se descom-pone y deja en libertad al silicio. A elevadas temperaturas funde sin sufrir alteración y como su coeficiente de dilata-ción es casi nulo, se le emplea para fabricar aparatos de precisión y material de laboratorio de alto valor por su enor-me resistencia.

La variedad de arena se utiliza en la fabricación de vidrios, cristales, silicatos, cementos, construcciones, etcétera.

Fundido con los hidróxidos o los carbonatos alcalinos for-ma los silicatos. Hay varios tipos de silicatos, de los cuales po-demos mencionar el silicato cálcico, CaSiO3; silicato sódico, Na2SiO3; silicato potásico, K2SiO3, y silicatos alumínicos que pueden presentarse como caolín, arcilla o barro. Aislados, nin-guno de ellos tiene importancia, pero mezclados o combina-dos son muy valiosos como constituyentes del vidrio, del cristal y del cemento.

Muchas variedades de SiO2 han tenido influencias supers-ticiosas en los pueblos antiguos. Los griegos, por ejemplo, pensaban que tomar el vino en una copa de amatista no pro-ducía intoxicación, y de ahí el nombre de la piedra (del griego a privativa y methysis, intoxicación).

Tomado de Manuel Delfín Figueroa, Química elemental, México, Ed. Porrúa, S.A., 1970.




148


Función Química

Estructura molecular análoga

HidrurosHidróxidos

Grupo funcional

Compuestos

Ácidos

Oxiácidos Hidrácidos

Propiedades comunes

AnhídridosÓxidos básicos

Sales

Oxisales Haloides

son las

de un grupo de

como

con

llamada

Óxidos básicosEl oxígeno (O) se combina con los metales (M) formando una clase de compuestos llamados óxidos metálicos (MO). Éstos son compuestos binarios, ya que están for-mados por dos elementos: el oxígeno y el metal.

Metal + Oxígeno → Óxido metálico M + O → MO

Los óxidos de los metales más electropositivos al combinarse con el agua forman compuestos llamados bases, y también se les llama óxidos básicos.

Las propiedades que caracterizan a estos compuestos r eciben el nombre de fun-ción óxido básica.

Problemas resueltos

De acuerdo con su configuración electr ónica, veamos la formación de un o xido básico, el óxido de calcio (CaO).

Configuraciones electrónicas de los elementos que intervienen:

Ca : [Ar] 4s2 O : [He] 2s22p4

Mapa conceptual 4.2

148


El oxígeno necesita 2 electrones para llenar sus orbitales de valencia (s y p) y adquirir la configuración del neón (1s2, 2s22p6), que es el gas noble que le sigue:

O + 2e– → O2 –[He] s2p4 + e– → [He] s2p6 o [Ne]

Ahora bien, el calcio al perder 2 electrones adquiere la configuración electrónica del argón (el gas noble que se encuentra antes que él).

Ca → Ca+2 + 2e– [Ar] 4s2 → [Ar] + 2e–

Por lo tanto, se transfieren los electrones como sigue:

Ca + O → Ca2+ + O2 –

2e–

Como los compuestos son neutros desde el punto de vista eléctrico, en este caso se nece-sitan cantidades iguales de iones Ca2+ y O2– y la fórmula empírica de este compuesto iónico es CaO.

Veamos la notación y nomenclatura de estos óxidos metálicos.

Notación: es la forma en que se representan las sustancias (fórmulas).Nomenclatura: son los nombres de dichas sustancias.

De manera general podemos representar a los óxidos metálicos como MO, donde M indica el metal y O el oxígeno.

Para nombrar estos compuestos, en primer lugar se indica la palabra ó xido y en seguida se menciona el nombre del metal correspondiente.

Figura 4.3 Iones monoatómicos comunes, acomodados de acuerdo con su posición en la tabla periódica Observa que el ion Hg 22

contiene dos átomos.


11A

22A

33B

44B

55B

66B

77B

98B

111B

108 122B

133A

144A

155A

166A

177A

188A

Li+

Na+

K+

Rb+

Cs+

Ca2+

Sr2+

Ba2+

Ag+

Zn2+ Se2– Br–Ni2+Mn2+

Mn3+Cr2+

Cr3+

Cd2+ Te2– I–

Al3+ S2– Cl–

O2–N3–C4– F–

Mg2+

Fe2+

Fe3+Co2+

Co3+Cu+

Cu2+

P3–

Sn2+

Sn4+

Pb2+

Pb4+

Hg2+

Hg2+2



150

Ejercicio

Escribe la nomenclatura de las siguientes sustancias.

K2O ______________________________________________________________

Ag2O _____________________________________________________________

MgO _____________________________________________________________

ZnO _____________________________________________________________

BaO _____________________________________________________________

Cuando el metal tiene v alencia variable y forma dos ó xidos, en primer lugar se indica el nombre como se mencionó y al final de éste se escribe entr e paréntesis la valencia del metal con número romano, de acuerdo con el sistema stock, propuesto por el químico alemán Alfred Stock.

Observa los siguientes ejemplos:

FeO Óxido de hierro (II) Fe2O3 Óxido de hierro (III)

MO Óxido de (metal correspondiente)

Na2O Óxido de sodio

CaO Óxido de calcio

Al2O3 Óxido de aluminio

Cuadro 4.1 Cationes más comunes de los elementos de transición.

Ion Nombre sistemático Nombre antiguo

Fe3+ Hierro (III) Férrico

Fe2+ Hierro (II) Ferroso

Cu2+ Cobre (III) Cúprico

Cu+ Cobre (I) Cuproso

Co3+ Cobalto (III) Cobáltico

Co2+ Cobalto (II) Cobaltoso

Sn4+ Estaño (IV) Estánico

Sn2+ Estaño (II) Estanoso

Pb4+ Plomo (IV) Plúmbico

Pb2+ Plomo (II) Plumboso

Hg2+ Mercurio (II) Mercúrico

Hg22+ Mercurio (I) Mercuroso

150


La valencia del oxígeno es – (O2–) y para obtener la valencia del metal se procede de la siguiente manera:

CoO Co2O3

en primer lugar se obtienen las v alencias totales negativas y positivas que deben ser iguales porque la fórmula es neutra:

CoO+ –

Co2O3

6+ 6 –

En esta fórmula existe un átomo de cobalto (Co) con valencia 2+. El nombre del compuesto es óxido de

cobalto (II).

Seis cargas negativas porque en la fórmula hay tres átomos de oxígeno y las seis cargas positivas corresponden a dos

átomos de cobalto, entonces la valencia de un átomo de cobalto será 3+.

El nombre del compuesto es: óxido de cobalto (III).

Ejercicio

Escribe el nombre de los siguientes compuestos.

Cu2O ________________________________________________________________

CuO ________________________________________________________________

Hg2O ___________________________________________________________________

HgO ___________________________________________________________________

CrO ________________________________________________________________

Cr2O3 ________________________________________________________________

Anteriormente, al nombre de los ó xidos de metales con v alencia variable se les agregaban los sufijos “-oso” e “-ico”. Oso cuando el metal actúa con su menor valen-cia e ico cuando actúa con su mayor valencia.

FeO Óxido ferroso Fe2O3 Óxido férrico

Óxidos ácidos o anhídridosEl oxígeno (O) también se combina con los no metales ( N) formando compuestos llamados óxidos no metálicos (NO).




152

No metal + Oxígeno → Óxido no metálico

N + O → NO

Los óxidos no metálicos al reaccionar con el agua producen compuestos llamados ácidos (oxiácidos), de ahí que se les llame también óxidos ácidos; otro nombre que reciben estos compuestos es el de anhídridos.

La notación de estos compuestos podemos r epresentarla en forma general de la siguiente manera:

NOen donde N indica el no metal y O, el oxígeno

Para su nomenclatura se atiende al número de átomos de oxígeno y del no metal que haya en la molécula, usando los siguientes prefijos numéricos:

mono 1 di 2 tri 3 tetra 4 penta 5 hexa 6 hepta 7

Esto se realiza así pues los no metales al combinarse con el oxígeno, lo hacen con valencias positivas y el número de ellas es variable. Veamos la siguiente tabla.

CO Monóxido de carbono

CO2 Dióxido de carbono

N2O Monóxido de dinitrógeno

NO Monóxido de nitrógeno

Cl2O Monóxido de dicloro

Cl2O3 Trióxido de dicloro

Cl2O5 Pentóxido de dicloro

Cl2O7 Heptóxido de dicloro

¿Sabías que...?

En el caso de los óxidos ácidos, cuando en la fórmula hay un átomo del no metal no se usa el prefi jo mono.

Investiga

La fórmula del trióxido de dinitrógeno se escribe como N2O3. Analiza el nombre de este compuesto y determina cómo se escribe su fórmula.

Anteriormente para designar a estos compuestos se usaba el nombr e genérico de anhídrido y el nombre del no metal, y se le agregaban los prefijos “per-” e “hipo-” y los sufijos “-oso” e “-ico” de acuerdo con su valencia.

A continuación se presentan algunos ejemplos:

Cl2O Anhídrido hipocloroso Cl2O3 Anhídrido cloroso C12O5 Anhídrido clórico Cl2O7 Anhídrido perclórico


anhídrido An (griego) sin e hidros, agua. Compuesto químico carente de agua.


No hay motivos para reírLectura

En la actualidad muchas ciudades del mundo presentan gran-des problemas ambientales. Una de las tantas medidas adop-tadas para controlar tan difícil situación, ha sido reducir los contaminantes que emiten los vehículos automotores. Pero en realidad, ¿esto resuelve el problema o genera otro?

Desde hace algunos años, en varias partes del mundo, se instala a los automóviles un convertidor catalítico, con el obje-tivo de eliminar el gas contaminante que el vehículo emite por el escape, como es el CO y NO2. La buena noticia es que estos dispositivos son bastante eficaces y permiten contar con una atmósfera mucho más limpia en áreas congestionadas. Pero no todo puede ser belleza; estos dispositivos producen cantidades significativas de monóxido de dinitrógeno, N2O, llamado comúnmente gas hilarante, este nombre surge por-que cuando se inhala produce relajación y un ligero mareo. Este óxido fue usado durante mucho tiempo por los dentistas para que sus pacientes toleraran algunos procedimientos dentales dolorosos.

Manosa la obra

Escribe el nombre de los compuestos usando el prefi jo numérico.

Br2O _____________________________________

_____________________________________

Br2O3 _____________________________________

_____________________________________

Br2O5 _____________________________________

_____________________________________

Br2O7 _____________________________________

_____________________________________

N2O3 _____________________________________

_____________________________________

N2O5 _____________________________________

_____________________________________


El problema con el N2O no es que sea un contaminante ambiental, sino que es un “gas de invernadero”. Es decir, cier-tas moléculas como CO2, CH4, N2O, entre otras, absorben grandes cantidades de luz infrarroja (radiación calorífica), esta

P2O3 ______________________________________

______________________________________

P2O5 ______________________________________

______________________________________

SO2 ______________________________________

______________________________________

SO3 _____________________________________

_____________________________________

SiO3 _____________________________________

_____________________________________

MnO2 _____________________________________

_____________________________________



154

luz provoca que la atmósfera terrestre retenga más de su energía calorífica.

Investigaciones recientes señalan que en la actualidad el N2O constituye más de 7% de los gases de invernadero pre-sentes en la atmósfera, y que los automóviles equipados con convertidores catalíticos producen casi la mitad de este por-centaje.

Por desgracia cada día se incrementa de manera significa-tiva la concentración de estos gases en la atmósfera, dando como resultado que la Tierra se esté calentando, lo cual pro-ducirá cambios climáticos posiblemente catastróficos.

Adaptado de Steven S. Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed., México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2007, p. 89.

HidróxidosYa indicamos que los óxidos metálicos o básicos (MO), al reaccionar con agua (H2O) producen compuestos llamados bases o hidr óxidos (MOH), que son compuestos ternarios.

Óxido metálico + Agua → Base o hidróxido MO + H2O → MOH

Los hidróxidos son sustancias untuosas al tacto, de sabor ásper o, que cambian a azul el papel tornasol y con fenolftaleína cambian a color rojo.

Estos compuestos se caracterizan por contener en su molécula al grupo oxhidrilo o hidroxilo (OH), monovalente negativo.

De lo anterior se deriva el concepto clásico de base, según el cual una base es cual-quier sustancia que en solución acuosa da aniones hidr oxilo (OH)1–. En la actuali-dad consideramos como base a cualquier especie molecular o iónica que puede aceptar protones de cualquier otra.

Figura 4.4 Disociación de algunos hidróxidos metálicos Todos estos compuestos son bases porque producen iones hidróxido cuando se disuelven en agua.

¿Sabías que...?

El monóxido de dinitrógeno se produce debido a una reacción entre el oxígeno y el nitrógeno, durante las tormentas eléctricas. Este fenómeno fue descubierto y estudiado a fi nales de 1700 por Joseph Priestley, quien comprobó que al inhalarlo se presentaban efectos secundarios poco comunes, como ganas de reír, de cantar o de pelear. Por esta razón se le llamó gas hilarante. Sus propiedades anestésicas se descubrieron por accidente en Conecticut, en 1844, durante una demostración pública; ahí un hombre había inhalado este gas en una pelea, recibió una herida de gravedad en la pierna y no sintió dolor hasta que se eliminó dicho gas.

Para la notación de estos compuestos, primero se escribe el símbolo del metal y en seguida el OH.

Definiciones de base

B + H2O → H – B + OH– Receptor de protones MOH → M+ + OH– Base: da aniones hidroxilo en disolución acuosa

Si este grupo OH se necesita de acuerdo con la valencia del metal, dos o más veces en la fórmula, se escribe entre paréntesis y afuera se anota el subíndice: M(OH)x. En cuanto a la nomenclatura, es semejante a la de los óxidos metálicos, simplemente se lee hidróxido de... y el metal de que se trata.

154


Los siguientes ejemplos ilustran lo anterior.

NaOH Hidróxido de sodio Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Al(OH)3 Hidróxido de aluminio

Ejercicio

Escribe el nombre o la fórmula de los siguientes hidróxidos.

KOH : __________________________________________

____________ : Hidróxido de plata

Mg(OH)2 : __________________________________________

____________ : Hidróxido de zinc

Ba(OH)2 : __________________________________________

Cuando el metal tiene valencia variable, ésta se escribe al final del nombr e entre paréntesis y con número romano.

CuOH Hidróxido de cobre (I) Cu(OH)2 Hidróxido de cobre (II)

Ejercicio

Completa con el nombre o la fórmula:

HgOH : __________________________________________

____________ : Hidróxido de mercurio (II)

Fe(OH)2 : __________________________________________

____________ : Hidróxido de hierro (III)

Ácidos (oxiácidos)

Cuando los óxidos no metálicos o anhídridos ( NO) reaccionan con agua (H 2O), producen una serie de compuestos llamados ácidos (HNO):

Óxido no metálico + Agua → Ácido NO + H2O → HNO

Estos ácidos contienen oxígeno y, de manera específica, se les llama oxiácidos.




156

Los ácidos reaccionan con los metales más electropositivos desprendiendo hidró-geno, cambian a rojo el papel tornasol y el anaranjado de metilo. Se caracterizan por contener siempre el ion hidrógeno (H+) y según la definición clásica cualquier sus-tancia en solución acuosa da iones hidronio (H3O1+).

El concepto actual indica que ácido es cualquier especie molecular o iónica que puede ceder protones a cualquier otra.

Definiciones de ácido

HA → H+ + A– H2O + H+ → H3O+

HA + H2O H3O+ + A–

Para la notación de estos compuestos se indican los símbolos de sus constituyentes (hidrógeno, no metal y oxígeno) de la siguiente forma: H N O.

En cuanto a su nomenclatura, en primer lugar se menciona el nombre genérico de ácido y después se da el nombre del no metal que contiene, con los prefijos y sufijos que se indican en el cuadro 4.2, de acuerdo con la valencia de éste.

Para conocer la valencia del no metal, se procede según los ejemplos siguientes:

Problemas resueltos

1. 1+ 2– H2 S O4

2+ 6+ 8–

Valencia del azufre (S) 6+

De acuerdo con el cuadro 4.2, corresponde al nombre del no metal la terminación -ico:

H2SO4 Ácido sulfúrico

2. 1+ 2–

H N O2

1+ 3+ 4–

Valencia del nitrógeno (N) 3+

Al nombre del no metal se le agrega el sufijo -oso:

HNO2 Ácido nitroso3. 1+ 2– H I O 1+ 1+ 2–Valencia del yodo (I) 1+

Al nombre del no metal, en este caso el yodo, le anteponemos la partícula hipo- y le agrega-mos la terminación -oso:

HIO Ácido hipoyodoso

→←

Cuadro 4.2 Nomenclatura de los ácidos.

Valencia Prefi jo Sufi jo

Fija ——— -ico

1 o 2 hipo- -oso

3 o 4 ——— -oso

5 o 6 ——— -ico

7 u 8 per- -ico

156


4. 1+ 2– H Mn O4

1+ 7+ 8–

La valencia del manganeso (Mn) es 7+

Le corresponde el prefijo per- y el sufijo -ico:

HMnO4 Ácido permangánico

Figura 4.5 Representación de la molécula de algunos oxiácidos.


Ejercicio

Escribe el nombre de los siguientes ácidos (oxiácidos).

HNO3 _______________________________________________________________

H2SO3 _______________________________________________________________

HClO _______________________________________________________________

HClO2 _______________________________________________________________

HClO3 _______________________________________________________________

HClO4 _______________________________________________________________

H3PO4 _______________________________________________________________

H3PO3 _______________________________________________________________

HIO3 _______________________________________________________________

HIO4 _______________________________________________________________

HBrO3 _______________________________________________________________

HBrO _______________________________________________________________

HNO3 H2CO3 H3PO4

H H

H

O

N

C

O O

P



158

Ácidos (hidrácidos)Existe otra clase de ácidos a los que se les llama hidrácidos y se forman mediante la unión del hidrógeno (H) con un no metal (N).

En su fórmula se escribe primer o el hidrógeno (H) y después el no metal ( N); HN. En cuanto a su nomenclatura, en primer lugar se dice el nombr e genérico del ácido y en seguida se menciona el del no metal con la terminación “-hídrico”.

HCl Ácido clorhídrico H2S Ácido sulfhídrico

Cuando una base se disuelve en agua y todas sus unidades (MOH) se disocian en iones metálicos y iones hidróxidos separados, se dice que es una base fuerte. Un ácido fuerte es cuando en solución acuosa todas sus moléculas se encuentran ionizadas.

Investiga

¿Cuál es el nombre de los siguientes compuestos?

HF HBr HI H2Se

Cuadro 4.3 Ácidos y bases fuertes.

Ácidos fuertes Bases fuertes

Ácido perclórico, HClO4 Hidróxido de litio, LiOH

Ácido sulfúrico, H2SO4 Hidróxido de sodio, NaOH

Ácido yodhídrico, HI Hidróxido de potasio, KOH

Ácido bromhídrico, HBr Hidróxido de calcio, Ca(OH)2

Ácido clorhídrico, HCl Hidróxido de estroncio, Sr(OH)2

Ácido nítrico, HNO3 Hidróxido de bario, Ba(OH)2

Hidróxido de magnesio, Mg(OH)2

¿Sabías que...?

El pH (potencia de hidrógeno) es una escala matemática en la que se expresa la concentración de los iones hidronio (H3O)1+ de una solución como un número, desde 0 hasta 14. La escala de pH es una forma conveniente para describir la concentración de iones hidronio en soluciones ácidas y de iones hidróxido (OH)1– en las soluciones básicas.

Figura 4.6 Medición del pH del agua de un estanque. El pH se determina al comparar el color de la muestra de agua (una vez que se le ha adicionado el reactivo) con una escala cromótica que corresponde con los distintos valores del pH.

158

Figura 4.6 En la figura se señala el pH y valores de pH de algunas sustancias comunes.

Sales (oxisales)Cuando un ácido reacciona con una base, se neutralizan. A esta reacción se le llama de neutralización y el producto es una sal y agua.

Para formar las sales se une el anión del ácido con el catión de la base.

Ácido + Hidróxido → Sal + Agua

100

10–1

10–2

10–3

10–4

10–5

10–6

10–7

10–8

10–9

10–10

10–11

10–12

10–13

10–14

Básic

oN

eutro

Ácid

o

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14 1 M NaOH

1 M HCI

SangreAgua PuraLeche

VinagreJugo de limónÁcidoestomacal

Amoniaco(limpiadorcasero)

[H+] pH


Si el ácido es oxiácido, la sal recibe el nombre de oxisal.

HNO + MOH → MNO + H2O

Veamos la notación y nomenclatura de las oxisales. En su fórmula se escribe pri-mero el catión M (+) y en seguida el anión (–) NO.

Para nombrarlas se indica en primer lugar el nombre del anión y luego el del ca-tión (generalmente metal).

Si el ácido termina en -oso, la sal termina en -ito y si el ácido termina en -ico, la sal termina en -ato.

(Si el metal tiene valencia variable, éste se indica al final del nombr e en la forma ya vista.) Observa los siguientes ejemplos.

NaNO3 Nitrato de sodio CaCO3 Carbonato de calcio

Cu2SO4 Sulfato de cobre (I) CuSO4 Sulfato de cobre (II)

¿Sabías que...?

En la actualidad se pueden conseguir ciertos medicamentos que utilizan un enfoque alternativo para controlar la irritación gástrica. Estos fármacos actúan disminuyendo la secreción de ácido del estómago. Anteriormente, sólo podían venderse con receta a las personas que padecían de acidez gástrica severa o de úlceras gástricas.

Hidróxidos insolubles Compuesto de carbonato

Hidróxido de aluminio, Al(OH)3 Carbonato de calcio, CaCO3

Hidróxido de magnesio, Mg(OH)2 Carbonato de magnesio, MgCO3

Hidrógeno carbonato de sodio, NaHCO3

Hidrógeno carbonato de potasio, KHCO3

Cuadro 4.4 Compuestos utilizados en los antiácidos.

Ejercicio

Escribe los nombres de las siguientes oxisales:

Ca(NO2)2 _____________________________________________________________

Al(NO3)3 _____________________________________________________________

KMnO4 _____________________________________________________________

Ag2SO3 _____________________________________________________________

Al2(SO4)3 _____________________________________________________________

ZnCO3 _____________________________________________________________

K2Cr2O7 _____________________________________________________________

FeSO3 _____________________________________________________________

Fe2(SO3)3 _____________________________________________________________




160

HgNO3 _____________________________________________________________

Hg(NO3)2 _____________________________________________________________

Sales (haloides)Si el ácido es hidrácido, la sal recibe el nombre de sal haloide.

HN + MOH → MN + H2O

En cuanto a las sales haloides, en la fórmula se escribe en primer lugar el símbolo del metal y luego el del no metal (MN).

Figura 4.7 Reacciones de neutralización Una solución de ácido clorhídrico, HCl, se añade a la cantidad exacta de una solución de hidróxido de sodio, NaOH, que es una base para que reaccione con el ácido. El papel tornasol indica que la solución de sal que se forma no es ácida ni básica.NaOH(ac) + HC l → NaCl(ac) + H2O(l)

160

Para su nomenclatura se sustituye la terminación del ácido por la de -uro. Al final se da el nombre del metal correspondiente, si éste tiene valencia se indica con núme-ro romano entre paréntesis.

MN _____________ -uro de... (el nombre del metal correspondiente) NaCl Cloruro de sodio CaS Sulfuro de calcio CuBr2 Bromuro de cobre (II) CuBr Bromuro de cobre (I) AlI3 Yoduro de aluminio KF Fluoruro de potasio

Ejercicio

Escribe el nombre de las siguientes sales haloides:

MgCl2 _______________________________________________________________


FeS _______________________________________________________________

Fe2S3 _______________________________________________________________

AgBr _______________________________________________________________

CaF2 _______________________________________________________________

HgI _______________________________________________________________

HgI2 _______________________________________________________________

Tanto las sales haloides como las oxisales vistas hasta ahora son neutras, ya que en ellas los hidrógenos del ácido son sustituidos totalmente por el metal de la base. Observa el siguiente ejemplo.

H NaOH H2O SO4 + → Na2SO4 + H NaOH H2O

Sales ácidasNo obstante, puede ocurrir que estos hidr ógenos no sean sustituidos totalmente, formándose entonces sales ácidas, que son compuestos cuaternarios.

H SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O H

H S + KOH → KHS + H2O H

Para nombrar estas sales ácidas, se indica el nombre del radical ácido y en seguida el del metal, como se muestra a continuación.

NaHCO3 Carbonato ácido de sodio Mg(HSO4)2 Sulfato ácido de magnesio NaH2PO4 Fosfato diácido de sodio Li2HPO4 Fosfato monoácido de litio

Las sales ácidas también pueden mencionarse indicando el nombr e del anión se-guido de hidrógeno y el metal del que se trate. Por ejemplo:

NaHCO3 Carbonato de hidrógeno y sodio

Sulfato de sodio (sal neutra)

Sulfato ácido de sodio

(sal ácida)

Sulfuro ácido de potasio (sal ácida)




162

Ejercicio

Da el nombre a las siguientes sales ácidas:

Al(HCO3)3 ___________________________________________________________

Zn(HS)2 ___________________________________________________________

Fe(HSO3)2 ___________________________________________________________

CaHPO4 ___________________________________________________________

HidrurosEl hidrógeno, además de combinarse con elementos no metálicos, también se com-bina con algunos de los metales más activos.

Estos compuestos binarios de hidrógeno con otro elemento, reciben el nombre de hidruros.

Los hidruros de los no metales tienen nombres especiales que son más comunes: HCl (ácido clorhídrico), H2O (agua), NH3 (amoniaco), CH4 (metano), etcétera.

Las combinaciones metal-hidrógeno llevan el nombre genérico de hidr uro y el específico se forma nombrando el metal de que se trate.

LiH Hidruro de litio NaH Hidruro de sodio CaH2 Hidruro de calcio

En estos compuestos, el hidrógeno actúa como monovalente negativo.La siguiente relación resume en forma general las funciones vistas en esta unidad.

H Hidrógeno HNO Ácido (oxiácido) M Metal MNO Sal (oxisal) N No metal HN Ácido (hidrácido) MO Óxido metálico MN Sal (haloide) NO Óxido no metálico MH Hidruro metálico O Oxígeno MOH Hidróxido o base

Figura 4.8 Secuencia de formación de dos diferentes compuestos.

162

O

MNO MN+ +

H2O H2O

+

+H2O H2O N M

+ + +

MMO

MOH

NO H

HNO HN MH

N+

++


Fórmula Nombre Función

NaCl Cloruro de sodio Sal (haloide)

H2SO4 Ácido sulfúrico Ácido (oxiácido)

KOH Hidróxido de potasio Base

CO2 Dióxido de carbono Óxido no metálico

ZnO Óxido de zinc Óxido metálico

Ca3(PO4)2 Fosfato de calcio Sal (oxisal)

HI Ácido yodhídrico Ácido (hidrácido)

Na2CO3

HNO3

NaH

SO2

Fe2O3

K2SO4

AlI3

HCl

KClO3

CaF2

H3PO4

Cu2O

CaH2

Ejercicio

Escribe en las filas vacías el nombre del compuesto y la función a la que pertenece cada fórmula:


A continuación se presenta un resumen genérico de la forma correcta de escribir las fórmulas de diferentes compuestos.

Si revisas la formación del clor uro de sodio (NaCl) observarás que un átomo de sodio (Na) se une con un átomo de cloro para formar cloruro de sodio (NaCl) neu-tro, ya que el Na tiene una carga positiva (+) que se neutraliza con una carga negati-va (–) de Cl.



164

En el caso del clor uro de aluminio (ClAl 3), las tres cargas positivas (+ + +) del aluminio (Al) se neutralizan con las tr es negativas de los tr es cloros, dando como resultado que el AlCl3 sea neutro.

En general, las moléculas de cualquier compuesto son neutras, esto es, el número de valencias positivas es igual al número de valencias negativas. El cuadro 4.5 presen-ta una relación de cationes y aniones comunes. Para facilitar tus estudios posteriores de química, debes memorizar el nombre, la fórmula y la valencia de cada uno.

Cuadro 4.5 Relación de cationes y aniones comunes.

Cationes Aniones

Fórmula y valencia Nombre Fórmula y valencia Nombre

Monovalentes

Na1+

K1+

Ag1+

NH41+

Divalentes

Mg2+

Ca2+

Ba2+

Zn2+

Sodio

Potasio

Plata

Amonio

Magnesio

Calcio

Bario

Zinc

Monovalentes

Cl1–

NO21–

NO31–

MnO41–

CN1–

OH1–

HS1–

HSO31–

HSO41–

HCO31–

H2PO41–

Cloruro

Nitrito

Nitrato

Permanganato

Cianuro

Hidróxilo

Sulfuro ácido

Sulfi to ácido

Sulfato ácido

Carbonato ácido

Fosfato diácido

Trivalentes

Al3+ Aluminio

Divalentes

O2–

S2–

SO32–

SO42–

CO32–

HPO42–

CrO42–

Cr2O72–

Óxido

Sulfuro

Sulfi to

Sulfato

Carbonato

Fosfato monoácido

Cromato

Dicromato

De valencia variable

Cu1+

Cu2+

Hg1+

Hg2+

Fe1+

Fe2+

Cr1+

Cr2+

Cobre (I)

Cobre (II)

Mercurio (I)

Mercurio (II)

Hierro (I)

Hierro (II)

Cromo (I)

Cromo (II)

Trivalentes

PO43– Fosfato

164

En cada fórmula primero se escribe la parte positiva (catión) y luego la parte ne-gativa (anión).

Para dar el nombre del compuesto (leer la fórmula), primero se indica el anión y luego el nombre del catión (+).


Figura 4.9 Catión, anión.

De los ejemplos ya vistos, tenemos:

NaCl Cloruro de sodio AlCl3 Cloruro de aluminio

Ahora practiquemos para escribir correctamente algunas fórmu-las. Recuerda que el númer o de átomos se indica con un númer o pequeño que se escribe en la par te inferior del símbolo y se llama subíndice. (El subíndice 1 no se escribe.)

Catión Anión Fórmula Nombre

K1+ Cl1– KCl Cloruro de potasio

Ca2+ S2– CaS Sulfuro de calcio

Al3+ PO43– AlPO4 Fosfato de aluminio


Cuando el catión y el anión tienen igual número de valencias, se escriben solamen-te una vez, ya que con eso el número de valencias positivas será igual al de negativas.

En la última fórmula (AlPO4), el PO4 debe escribirse completo, pues en él se in-dica 1 átomo de P y 4 de O que actúan en conjunto como si fueran un solo átomo, es decir, con valencia. Estos iones formados por dos o más átomos reciben el nombre de radicales.

En caso de que el catión y el anión tengan número distinto de valencia, un proce-dimiento sencillo es cr uzar el número que indica la v alencia escribiéndolo como subíndice; con esto el número de valencias positivas quedará igual que el de negati-vas. Te proporcionamos unos ejemplos.

Problemas resueltos


Na1+ O2– Na2O Óxido de sodio

(El número uno que le corresponde al O se sobreentiende).

Fe3+ Cl1– FeCl3 Cloruro de hierro (III)

(Cuando el catión tiene valencia variable, en este caso el Fe, ésta se escribe al final con un número romano).

Al3+ S2– Al2S3 Sulfuro de aluminio

Cu2+ PO43– Cu3(PO4)2 Fosfato de cobre (II)

+ –



166


Na1+ NO21–

K1+ MnO41–

NH41+ HS1–

Ag1+ HSO41–

Mg2+ H2PO41–

Ca2+ O2–

Ba2+ SO42–

Zn2+ HPO42–

Al3+ Cr2O72–

Cu1+ PO43–

Cu2+ NO31–

Hg1+ OH1–

Hg2+ HSO31–

Fe2+ HCO31–

Fe3+ HSO31–

Fe3+ O2–

Na1+ SO32–

Mg2+ CO32–

Fe3+ Cr2O72–

Cu2+ CN1–

(En este último ejemplo, el PO4 como grupo se indica dos veces, por eso se escri-be entre paréntesis. Esto debe hacerse con todos los radicales cuando se necesiten dos o más veces en una fórmula).

Ejercicio

Escribe la fórmula de los compuestos que se forman con los siguientes iones:


Cuando consumes grasas o irritantes experimentas un males-tar conocido como agruras, éstas son causadas por el exceso de acidez en el estómago o en el esófago.

Emplea tu conocimiento de la química de los ácidos para evaluar los efectos de los antiácidos que se usan, en general, para el tratamiento de las agruras.

Material• tabletas de antiácidos de tu preferencia• 4 bolsas de plástico • vinagre• agua• indicador de jugo de col

Manosa la obra

Antiácidos


colócalos en capas en un vaso de precipitados, agrega agua y calienta en una parrilla o usando un mechero de Bunsen hasta que el agua adquiera un color púrpu-ra profundo, retira el vaso de precipitados, deja que se enfríe y vacía el líquido indicador de col en otro vaso de precipitados limpio.

2. Marca cada bolsa con el nombre del antiácido que vayas a probar.

3. Agrega 5 mL de vinagre a cada una de las cuatro bolsas, 10 mL de agua y sufi ciente indicador de jugo de col (entre 30 y 40 gotas) para darles diferente color.

4. Agrega una tableta del antiácido apropiado a cada bolsa, elimina el exceso de aire y ciérrala. Asegúrate de que la tableta del antiácido esté sumergida en la solución de vinagre.

5. Aprieta las tabletas del antiácido para que se rompan en trozos pequeños. Anota tus observaciones.

Cuando hayan terminado las reacciones o hayan dismi-nuido notablemente, observa y anota el color y los valores aproximados del pH de las soluciones. Consulta la siguiente tabla de colores de pH.

Procedimiento

1. Para obtener el jugo de col consigue una col morada en el mercado, corta una hoja en trozos pequeños y

1. Describe las diferentes formas en que los antiácidos reaccionaron con el vinagre. Infi ere cuál de los antiáci-dos contiene carbonatos. Explica tu respuesta.

2. ¿Qué antiácidos formaron la solución fi nal más básica? Explica esta respuesta de acuerdo a como funcionan los antiácidos.

Color del indicador pH relativo rojo brillante ácido fuerte rojo ácido moderado rojo púrpura ácido debil púrpura neutro azul verde base débil verde base moderada amarillo base fuerte



168

Los autosmóviles recientes contienen unas bolsas de aire para proteger al chofer y al copiloto en el momento de un acciden-te. Si pensabas que dichas bolsas se inflaban por alguna fuen-te de gas comprimido, esto no es así. Las bolsas se inflan de los productos provenientes de la reacción química de des-composición de la azida de sodio, NaN3.

En circunstancias normales, la azida es una molécula muy estable, pero si se calienta se rompe, como lo indica la si-guiente reacción: 2NaN3 → 2Na + 3N2

El segundo producto de la reacción es nitrógeno gaseoso, componente importante del aire que respiramos. Para que una bolsa de aire se infle se necesitan aproximadamente 130 g de azida de sodio, 67 litros de nitrógeno gaseoso.

Ahora ya sabes cómo se inflan las bolsas de aire y que una reacción química es suficiente para salvar la vida de muchas personas.

Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Castells, Química, México, McGraw-Hill Interamericana, 2004, p. 34.

¿Cómo se inflan las bolsas de aire?

Palabras clave

Ácido fuerte, 158Ácidos, 155Anhídridos, 152Base fuerte, 158Compuestos binarios, 148Compuestos cuaternarios, 161Compuestos ternarios, 154Fórmula, 144-145

Fórmula condensada, 146

Fórmula desarrollada o

estructural, 146Fórmula empírica, 145Fórmula molecular, 145Función química, 147Grupo funcional, 147Hidrácidos, 158Hidróxidos, 154Hidruros, 162

Nomenclatura, 149Notación, 149Oxiácidos, 155Óxidos ácidos, 152Óxidos básicos, 148Oxisales, 158Sal haloide, 160Sales ácidas, 161

1. Escribe a qué se refi ere cada enunciado.

Representan a las sustancias químicas

___________________________________________________________________________________

Átomo o grupo de átomos que caracterizan a un grupo de sustancias que les confi ere propiedades análogas

___________________________________________________________________________________

Se forman mediante la unión química de un metal con hidrógeno

___________________________________________________________________________________

Elementos que se unen para formar un anhídrido

___________________________________________________________________________________

Lo que aprendí

Lectura



Especie molecular o iónica que es un aceptor de protones

___________________________________________________________________________________

Se caracterizan por contener en su molécula el ion H+

___________________________________________________________________________________

Resultan de la combinación del hidrógeno con un no metal

___________________________________________________________________________________

Elementos que se combinan para formar un óxido básico

___________________________________________________________________________________

Productos de la reacción de neutralización

___________________________________________________________________________________

Contienen en su molécula metal, no metal y oxígeno

___________________________________________________________________________________

2. Completa la siguiente tabla con las fórmulas correctas para cada compuesto. Observa los ejemplos.

O2– Cl1– SO42– PO4

3– OH1– NO31– CO3

2–

Ca2+

Al3+ AlCl3

Li1+

Cu1+

Cu2+ Cu(OH)2



170

Nombre Función

MgO Óxido de magnesio Óxido metálico o básico

KH

BeCrO4

Zn3(PO4)2

KOH

NH4Br

NaNO2

Al(ClO4)3

HCl

HClO

HNO2

NO2

CuCl2 Cloruro de sodio (II) Sal haloide

KMnO4

Co(NO3)3

KHCO3

FeSO3

HNO3

CO

H2SO4

170

3. Escribe a la derecha de cada fórmula el nombre del compuesto y la función a la que pertenece.


4. Escribe la fórmula correcta de los siguientes compuestos.

Carbonato de calcio ____________________________________________________________

Cloruro de cobalto (II) ____________________________________________________________

Hidróxido de sodio ____________________________________________________________

Cianuro de litio ____________________________________________________________

Permanganato de sodio ____________________________________________________________

Fluoruro de estaño (II) ____________________________________________________________

Dicromato de potasio ____________________________________________________________

Nitrito de bario ____________________________________________________________

Óxido de hierro (III) ____________________________________________________________

Hipoclorito de calcio ____________________________________________________________



Unidad 5

Reacciones químicas


5.1 Reacciones químicas

Lectura Consumismo y desarrollo sostenible

Manos a la obra Reacciones químicas

Manos a la obra Acción de las enzimas

Lectura ¿Envejecemos por oxidación?

5.2 Balanceo de ecuaciones químicas

Lectura El lanzamiento del transbordador espacial

Manos a la obra Tipos de reacciones químicas

Lectura Fertilizantes producidos por los rayos solares


Al comprender los cambios químicos que ocurren de forma artifi cial o natural nos lleva a apreciar la importancia de la química en nuestra vida diaria, sus benefi cios y también los riesgos que conlleva.



El estudiante caracterizará los cambios químicos a partir de su identifi cación, representación

y cuantifi cación, así como algunos factores que los determinan y el uso del lenguaje de

la disciplina con una postura crítica y responsable ante su aplicación y repercusión en el

ambiente y la sociedad.


IntroducciónSabemos que la química trata fundamentalmente de los cambios que sufre la materia en su estructura íntima, esto es, la transformación de una o más sustancias en otra u otras con características totalmente diferentes. Como ejemplos podemos citar el cre-cimiento de las plantas, la oxidación del hierro, el teñido del cabello, la combustión del gas natural, la pr oducción de nailon, entre otras sustancias que se emplean para elaborar camisas, chamarras, trajes de baño y más pr endas de vestir; la descomposi-ción del agua en hidrógeno y oxígeno mediante la corriente eléctrica, la fermentación del jugo de uva para elaborar vino, el efecto de los fertilizantes, el uso de medicamen-tos para preservar nuestra salud.

Estos ejemplos son sólo algunos de los cambios químicos que nos afectan.En esta unidad estudiar emos los cambios químicos o r eacciones que son par te

fundamental de la química.

5.1 Reacciones químicasLa materia es susceptible de sufrir cambios, a los cuales se les llama fenómenos.

Si el cambio que sufre la materia no altera su estructura íntima, es decir, su com-posición química, se le llama cambio o fenómeno físico. Por ejemplo, la evaporación del agua o la solidificación, doblar un alambr e de cobre, triturar una r oca, entre otras.

Si el cambio altera la estr uctura íntima de la materia, lógicamente cambiará su composición química y se pr oducirán nuevas sustancias. A este cambio se le llama fenómeno químico. Por ejemplo, la quema de un tr ozo de papel, la o xidación del hierro, etcétera.

Los cambios químicos también reciben el nombre de reacciones químicas.

1. ¿Qué es un fenómeno químico? 2. Defi ne lo que es una ecuación matemática. 3. ¿Qué entiendes por adición? 4. Cuando sustituyes algo, ¿qué acción estás realizando? 5. Cuando pones un automóvil en reversa, ¿hacia dónde se mueve? 6. ¿Qué entiendes por velocidad? 7. Considera una balanza de dos platillos. ¿Cuándo se encuentra

balanceada? 8. El oxígeno tiene su último nivel energético 6e –. ¿Cómo alcanza su

confi guración estable? 9. Una molécula de un compuesto es neutra. ¿Qué signifi ca esto? 10. En tus palabras escribe la ley de la conservación de la masa.

¿Cuánto sabes?

¿Sabías que...?

Una reacción química ocurre cuando: • Se produce algún cambio de

color. • Se forma una sustancia insoluble. • Se forman burbujas. • Se produce calor, flama o

ambos, o se absorbe calor.



Doble sustitución

IónicasAdición Análisis Sustitución simple

Por cambios en la estructura

molecular

Concentración

Reactivos

Limitadas

Catalizadores

Temperatura

Velocidad

Primer miembro

Segundo miembro

Ilimitadas

Por la cantidad de reactivos

Sí absorben calor Endotérmicas

Sí desprenden calor

Exotérmicas

InstantáneasLentasProvocadasInmediatas

Productos

Ecuaciones químicas

Mapa conceptual 5.1

Cambios químicos

Reacciones químicas

Forma y tiempo

que contienen los

que se clasifi can por

Naturaleza de los reactivos

son los

representados pordepende de

que tienen

Reversibles


Unidad 5 Reacciones quimicas

176

Figura 5.1a) Fenómeno físico. b) Fenómeno químico.

El ser humano consume productos para satisfacer sus necesi-dades fundamentales. El consumismo es la utilización de estos productos en forma exagerada y superfl ua; no obstante, es la base de la economía de países altamente industrializados con las consiguientes consecuencias en los menos desarrollados, como los efectos negativos del desarrollo económico, la con-taminación, la degradación de los suelos y la desertización. En la actualidad es preocupante la desigual distribución de la riqueza y el bienestar. Por lo anterior, existe un marcado inte-rés en el desarrollo sostenible, término aplicado al desarrollo económico y social que permite hacer frente a las necesidades del presente sin poner en peligro la capacidad de futuras ge-neraciones para satisfacer sus propias necesidades.

Durante las décadas de los setenta y ochenta del siglo pa-sado empezó a quedar cada vez más claro que los recursos naturales estaban destruyéndose en nombre del "desarrollo". Se estaban produciendo cambios imprevistos en la atmós-fera, los suelos, las aguas, entre las plantas y los animales, y en las relaciones entre todos ellos. Fue necesario reconocer que la velocidad del cambio era tal que superaba la capacidad científi ca e institucional para invertir el sentido de sus causas y efectos. Estos grandes problemas ambientales incluyen:

1. El calentamiento global de la atmósfera (el efecto inver-nadero), debido a la emisión, por parte de la industria y la agricultura, de gases (sobre todo dióxido de carbono, metano, óxido nitroso y clorofl uorocarbonos) que absor-ben la radiación de onda larga refl ejada por la superfi cie de la Tierra.

2. El agotamiento de la capa de ozono de la estratosfera por la acción de productos químicos basados en el cloro y el bromo, destruyendo así el escudo protector del planeta que permite una mayor penetración de rayos ultravioleta hasta su superfi cie.

3. La creciente contaminación del agua y los suelos por las descargas de residuos industriales y agrícolas.

4. El agotamiento de la cubierta forestal (deforestación), en especial en los trópicos, por la explotación para leña y la expansión de la agricultura.

5. La pérdida de especies, tanto silvestres como domésticas, de plantas y animales por destrucción de hábitats natura-les, la especialización agrícola y la creciente presión a la que se ven sometidas las pesquerías.

6. La degradación del suelo en los hábitats agrícolas y na-turales incluyendo la erosión, el encharcamiento y la salinización, que produce con el tiempo la pérdida de la capacidad productiva del suelo.

Consumismo y desarrollo sostenibleLectura

a) b)


Material

• cucharilla de combustión• mechero• pinzas• tubo de ensayo

Sustancias

• azufre en polvo• ácido clorhídrico• zinc

Procedimiento

1. Con una cucharilla de combustión toma un poco de azufre en polvo y acércala a la llama del mechero para quemarlo totalmente.

¿El azufre permanece igual? ______________________________________

______________________________________

¿Se ha transformado en otra sustancia distinta?

______________________________________

______________________________________

¿Cuál componente del aire permite la combustión del azufre?

______________________________________

______________________________________

Ahora, analicemos la estructura íntima (molecular) de las sustancias relacionadas.

Cuando las dos sustancias reaccionaron se formó dióxido de azufre (SO2), que es el gas de olor desagradable que se desprendió y cuya estructura molecular es:

Al ocurrir la reacción puedes observar que dos sustancias se han transformado en otra con una estructura molecular propia.

2. Con unas pinzas toma una cinta de magnesio de 5 cm de longitud y quémala en el mechero.

¿Qué aspecto tiene la sustancia que se formó?

_______________________________________

_______________________________________

¿Es magnesio?

_______________________________________

_______________________________________

Reacciones químicasManosa la obra

DefiniciónLa reacción química se define como la transformación de una o más sustancias en otra u otras distintas. Veamos algunos ejemplos en la siguiente sección.


O

SO2

S

O

Azufre ardiendo



178

¿Cuál componente del aire reaccionó con el magnesio para formar el polvo blanco?

______________________________________

______________________________________

Por lo tanto, las sustancias que reaccionaron son el mag-nesio y el; ______________________ la sustancia producida recibe el nombre de

______________________________________

______________________________________

Veamos la estructura molecular de las sustancias que intervinieron en la reacción anterior.

¿Se alteró la estructura íntima de dos sustancias para for-mar una tercera?

______________________________________

______________________________________

3. Ahora hagamos reaccionar unos 3 mL de ácido clorhí-drico con dos granallas de zinc.

Al reaccionar el ácido clorhídrico con el zinc, ¿qué gas se obtiene?

______________________________________

______________________________________

Bien, además del hidrógeno se obtiene cloruro de zinc (ZnCl2).

La estructura molecular de las sustancias que reaccionan es la siguiente:

Molécula de ácido clorhídrico

Molécula de zinc

Ácido clorhídrico

Zinc

mag

nesio

MgO

Mg2+

Molécula de óxido de magnesio

HCl

ZnCl2Molécula de oxígeno

O2

O2-

Mg

Molécula de magnesio


La estructura molecular de las sustancias que se producen podría representarse de la siguiente manera:

Tipos de reaccionesPor la forma y el tiempo de producirse, las reacciones se clasifican en:

• Inmediatas o espontáneas Se producen sin la inter vención de energía externa. Para que se efectúen basta poner en contacto las sustancias; por ejemplo, la reacción entre el sodio y el agua.

• Provocadas Cuando se inician como consecuencia de la acción de un agente ex-terno; por ejemplo, para pr oducir la reacción entre el hidrógeno y el oxígeno es necesaria la influencia de una flama.

• Instantáneas Si se producen en tiempo muy breve; por ejemplo, la combinación del oxígeno e hidrógeno por la acción de una chispa eléctrica.

• Lentas Requieren de un tiempo más o menos largo; por ejemplo, la o xidación del hierro.

Por la cantidad de r eactivos, se pueden clasificar de otra forma. U na reacción es total o ilimitada si se lleva a cabo de un modo completo, es decir, que al finalizar no queden restos visibles de los compuestos o elementos que r eaccionaron; pero, si la reacción termina antes de que se haya transformado la totalidad de alguno de los reactivos se denominará limitada.

Representación mediante ecuacionesPara representar las reacciones químicas en forma abreviada y simbólica, empleamos las expresiones ecuaciones químicas.

Partes de una ecuación

En una ecuación las sustancias que se v an a transformar en otras distintas se llaman reactivos y las que resultan, productos.


Hidrógeno

Cloruro de zinc

H2ZnCl2

No todas las reacciones químicas se llevan a cabo de la misma manera, ya que infl uyen el estado de agregación molecular, las acciones mecánicas y los agentes físicos, eléctricos y ca-talíticos.



180


síntesis (Griego) syn junto, tithanai colocar.Una reacción de síntesis implica juntar elementos o compuestos para formar otro compuesto.

Terminología de las ecuaciones químicas

Una ecuación matemática tiene dos miembros separados por el signo = (igual a), el de la izquierda es el primer miembro y el segundo es el de la der echa. La ecuación química también consta de dos miembros, pero el signo = se sustituye por una fle-cha que indica el sentido de la reacción (→) que significa “reaccionan y producen”.

En química, el primer miembro no es igual al segundo en calidad, ya que las sus-tancias se transforman en otras distintas, pero se le sigue llamando ecuación debido a que sí existe una igualdad en la cantidad de materia, también se conser va la carga y la energía; es decir, la cantidad de materia, pues en toda reacción química se cum-ple la ley de la conser vación de la masa que establece: la cantidad total de masa que entra en una reacción química (reactivos) es igual a la que resulta (productos).

Metano Oxígeno Dióxido de carbono Agua CH4 + O2 → CO2 + H2O

Reactivos Productos

En el primer miembro de la ecuación química se escriben las fórmulas de los reac-tivos y en el segundo las de los pr oductos. Si existen dos o más sustancias en cada miembro, sus fórmulas se separan con el signo + (más). Veamos un ejemplo.

Reacción química:

Azufre (S) más oxígeno (O2) reaccionan y producen dióxido de azufre (SO2).

Ecuación que representa esta reacción:

S + O2 → SO2

(S + O2) Primer miembro (SO2) Segundo miembro

Si en la reacción química se producen una o más sustancias gaseosas menos den-sas que el aire, a la derecha de la fórmula que r epresenta la sustancia se escribe una pequeña flecha vertical hacia arriba (↑). Observa el ejemplo.

Zn + 2HCl2 → ZnCl2 + H2 ↑

Si en lugar de ser gaseoso el pr oducto es sólido y precipita, por no ser soluble en el medio en que se forma, a la derecha de su fórmula se pone una flecha hacia abajo (↓).

NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl ↓

Clasificación general de las reacciones químicasLa clasificación hasta ahora vista toma en cuenta la forma, el tiempo y la cantidad de reactivos pero, más estrictamente y considerando los cambios en la estr uctura molecular, todas las reacciones químicas pueden clasificarse en los siguientes tipos.


Adición

Unión de dos o más elementos o compuestos sencillos para formar un único compuesto. Se les llama también r eacciones de síntesis o combinación dir ecta. Te presentamos los siguientes ejemplos.

Fe + S → FeS 2H2 + O2 → 2H2O

CaO + H2O → Ca(OH)2

H2O + SO3 → H2SO4

Análisis

Formación de dos o más sustancias, elementales o no, a partir de un solo compuesto. Este tipo de reacción es inverso al de síntesis o adición. A estas reacciones también se les llama de descomposición.

CaCO3 → CaO + CO2

2KClO3 → 2KCl + 3O2

2H2O → 2H2 + O2

Figura 5.2 Tres formas para representar la combustión del hidrógeno De acuerdo con la ley de la conservación de la masa, el número de cada tipo de átomos debe ser el mismo en ambos lados de la ecuación.

Figura 5.3 Una reacción de descomposición Cuando el nitrato de amonio se calienta a temperatura elevada, se degrada explosivamente en monóxido de dinitrógeno y agua. La reacción de descomposición que se lleva a cabo está representada por la ecuación balanceada que muestra un reactivo y más de un producto

NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g).


+

Dos moléculas de hidrógeno

2H2

+

+

Una moléculade oxígeno

O2

Dos moléculasde agua

2H2O



182

Figura 5.4 Doble desplazamiento Cuando se mezclan soluciones acuosas transparentes de nitrato de plomo (II) y yoduro de potasio, se lleva a cabo una reacción de doble desplazamiento y en la mezcla aparece un sólido amarillo. Este sólido es yoduro de plomo (II) y precipita porque es insoluble en agua, a diferencia de los dos reactivos y el otro productoPb(NO3)2(ac) + 2KI(ac) →

PbI2(s) + 2KNO3(ac).

Sustitución simple

Reacciones que ocurren cuando un átomo o grupo de átomos sustituyen o reempla-zan a otros átomos diferentes que forman la molécula de un compuesto; también se les llama de desplazamiento.

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Zn + H2SO4 → H2 + ZnSO4 Fe + 2HCl → FeCl2 + H2


metátesis (Griego) meta, ticemi, trasponer.En química significa intercambio de elementos entre dos compuestos.

Doble sustitución

También se les llama de doble desplazamiento, transposición o metátesis. Este tipo de reacciones ocurre entre dos compuestos con intercambio de elementos para formar dos nuevos compuestos.

AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl ↓ CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaCl

Iónicas

Las reacciones de doble desplazamiento vistas en el párrafo anterior con fr ecuencia ocurren en una disolución acuosa, en especial como compuestos iónicos.

Metal Zn Disolución de HCI Molécula H2 Disolución de ZnCl2

Zn Zn2+

e– H+

H+

H

H

Cl–

Cl–

Cl–

Cl–e–+


De la ecuación de doble sustitución

AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl ↓

La ecuación iónica sería:

[Ag+ + NO–3] + [Na+ + Cl–1] → [Na+ + NO3– + AgCl ↓] ac ac

y la ecuación iónica simple:

Ag+ + Cl– → AgCl

Así pues, las reacciones iónicas son reacciones en las que inter-vienen iones.

Reversibles

Estas sustancias r esultantes (productos) reaccionan entre sí para formar las sustancias originales (reactivos), como se observa en los siguientes ejemplos.

CaCO3 CaO + CO2

2SO2 + O2 2SO3

Reacciones termoquímicasEn general, las reacciones químicas se representan mediante ecua-ciones que sólo se r efieren a la transformación de las sustancias, pero no indican el cambio de energía que tiene lugar en ellas. N o obstante, si en estas ecuaciones se indica, en el segundo miembro, el calor producido o absorbido, reciben el nombre de ecuaciones termoquímicas, las cuales r epresentan reacciones que absorben o emiten calor.

Elementos de termoquímicaEl calor puede incluirse como reactivo o como producto en las ecuaciones termoquí-micas. Ahora bien, cuando un sistema absorbe calor , parte de esa energía puede emplearse para producir un trabajo, por ejemplo elev ar un peso, aumentar el v olu-men y accionar una batería. La otra parte de la energía se almacena dentro del propio sistema como energía de los movimientos internos e interacción entre átomos y mo-léculas. A esta energía almacenada se le denomina energía interna.

Entalpía

La entalpía es una magnitud que se relaciona de manera estrecha con la energía in-terna y se define así: el incr emento de entalpía de cualquier sistema que sufr e un

→←→←


Figura 5.5 Recarga reversible Cuando la batería de un automóvil libera energía mientras el automóvil no está en marcha, la reacción de abajo se dirige haciala derecha. Si dejas las luces encendidas y tienes que recargar la batería con un empujón, la reacción se dirige hacia la izquierda mientras el motor del automóvil esté en marchaPb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(ac)

2PbSO4(s) + 2H2O(l) + energía→←



184

cambio a presión y temperatura constantes es igual al calor absorbido o emitido en el proceso. La entalpía o calor interno se representa con la letra H.

La ecuación termoquímica que representa la reacción entre el metano (CH4) y el oxígeno (O2) puede escribirse de dos formas:

CH4(g) + O2 → CO2(g) + 2H2O(l) + 213 kcal

o

CH4(g) + O2 → CO2(g) + 2H2O(l) + ∆H ∆H = –213 kcal

La notación H designa la variación de la entalpía. La letra delta (∆) simboliza en matemáticas la diferencia entre el estado final y el inicial.

En las reacciones exotérmicas el estado final tiene menos entalpía que el estado inicial, por lo que el valor de ∆H es negativo. La reacción pierde calor.

C(g) + O2(g) → CO2(g) ∆H = –94.385 kcal H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) ∆H = –44.2 kcal

En cambio, en las reacciones endotérmicas el valor de ∆H es positivo. La reacción absorbe calor.

CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) ∆H = 42.5 kcal H2(g) + I2(s) → 2HI(g) ∆H = 12.4 kcal

Ley de la suma constante de calor de Hess

Una ley importante en termoquímica es la ley de Hess, llamada también ley de la suma constante de calor o ley del estado inicial y final que dice: el calor que interviene en una reacción química es el mismo si la reacción ocurre directamente en una sola etapa o indirectamente en varias etapas.

De manera directa:

2NaOH(s) + H2SO4(l) → Na2SO4(ac) + 2H2O(l) –31.4 kcal

De manera indirecta:

NaOH(s) + H2SO4(l) → NaHSO4(ac) + H2O(l) –14.75 kcal NaOH(s) + NaHSO4(ac) → Na2SO4(s) + H2O(l) –16.65 kcal

Total –31.4 kcal

Como se observa, en la formación del sulfato de sodio (N a2SO4) se desprenden 31.4 kcal (∆H = –31.4 kcal), ya sea en una etapa o en dos.

La cantidad de calor desprendido en la formación del óxido de bario (BaO) es la misma al obtenerlo dir ecta o indirectamente con formación de per óxido de bario (BaO2)·


De manera directa:

Ba(s) + ½O2(g) → BaO(s) ∆H = 133.4 kcal

De manera indirecta:

Ba(s) + O2(g) → BaO2(s) ∆H = 152 kcal BaO2(s) → BaO(s) + ½O2(g) ∆H = 18.6 kcal Total (–152 kcal) + (18.6 kcal) = ∆H = –133.4 kcal

Los siguientes principios se derivan de la ley de Hess y tienen gran aplicación en química.

• Si en una reacción se desprenden x calorías, el mismo número de éstas se absorbe-rá en la reacción inversa. Observa el ejemplo:

NH3 + HCl → NH4Cl + 41.9 kcal NH4Cl → NH3 + HCl – 41.9 kcal

• La cantidad x de calorías que se desprenden en una reacción es igual a la diferencia entre el número x2 de calorías de formación de todos los pr oductos y el número x1 de calorías de formación de todos los r eactivos. El calor de formación de los cuerpos simples o elementos en estado natural es 0.

Encontremos el número de calorías que se desprenden en la siguiente reacción.

MgCl2 + 2Na → 2NaCl + Mg + x kcal

El calor de formación del cloruro de magnesio (MgCl2) es igual a 151 kcal (x l = 151 kcal), y el calor de formación del clor uro de sodio (NaCl) es igual a 195.4 kcal (x2 = 2 × 195.4 kcal = 390.8 kcal).

x = x2 – x1 x = –390.8 kcal – 151 kcal

= –239.8 kcal

entonces

MgCl2 + 2Na → 2NaCl + Mg – 239.8 kcal

Es posible calcular el calor de formación de una sustancia que inter viene o una reacción si se sabe cuánto calor se desprende en la reacción y se conoce el calor de formación del resto de las sustancias que intervienen.

• Si se conoce el calor que se desprende en una reacción y el calor de formación de todas las sustancias que en ella inter vienen, menos el de una, es posible calcular este último:




186

* Jerome Rosemberg, Química general, 6a. ed., McGraw-Hill, Interamericana Editores, p. 79.

Sustancia

Al2O3(s) –400.5 CuSO4(s) +184.3 KClO4(s) +102.8

B2O3(s) +304.20 Fe2+(ac) +21.0 LiAlH4(s) +24

Br(g) –26.73 Fe2O3(s) +197.3 LiBH4(s) +45

C(diamante) –0.45 FeS(s) +22.8 Li2O(s) –143.1

CF4(g) +221 H+(ac) 0.0 N2H4(l) –12.10

CH3OH(g) +47.96 HBr(g)+ +8.70 NO(g) –21.45

CH9OH20(l) +65.85 HC1(g) +22.6 NO2(g) –8.60

(CH3)2N2H2(l) –13.3 HF(g) +64.8 N2O4(g) –2.19

C(NO2)4(l) –8.8 HI(g) –6.30 N2O4(l) +4.66

CO(g) +26.42 HNO3(l) +41.60 O3(g) –34.1

CO2(Gs) –94.05 H2O(g.) +57.80 OH–(ac) +54.97

CaC2(s) +14.2 H2O(l) +68.32 PCl3(l) +76.04

CaO(s) +151.6 H2O2(l) +44.88 PCl3(g) +68.6

Ca(OH)2(s) +235.71 H2S2(g) +4.93 PCl5(g) +89.6

CaCO3(s) +288.4 H2S(sin disociar) +9.5 POCl3(g) +133.48

ClF3(l) +45.3 I2(g) –14.92 SO2(g) –70.94

Cl–(ac) +39.93 KCl(s) +104.37 SO3(g) +94.58

Cu2+(ac) –15.4 KClO3(s) +93.5 Zn2+

(ac) +36.78

Cuadro 5.1 Calor de formación de kcal a 25°C*.

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O –230.059 kcal Calor que se desprende de la reacción: x = –230.059 kcal Calor de formación del CO2: –94.385 kcal Calor de formación del H2O: –68.387 × 2 kcal

entonces:

x2 = –94.385 kcal + 136.774 kcal = –231.159 x = x2 – x1

luego x1 = x2 – x

x1 = –231.159 kcal + 230.059 kcal= –1.1 kcal

El calor de formación CH4 es –1.1 kcal


Velocidad de reacción, definición y factores que la afectanPodemos definir la velocidad de reacción como la cantidad de sustancia reaccionan-te (reactivo) que se transforma (o desaparece) o la cantidad de producto obtenido, en la unidad de tiempo. De manera experimental se ha demostrado que los factores que afectan la velocidad de una reacción son la naturaleza de los reactivos, la temperatu-ra, la concentración de los reactivos y los catalizadores.

Figura 5.6 Visualización de la reacción 2BrNO(g) → 2NO(g) + Br2(g). a) Dos moléculas de BrNO se aproximan entre sí a alta velocidad. b) Se efectúa la colisión. c) La energía de la colisión provoca que los enlaces Br—N se rompan y permite que se forme el enlace Br—Br. d) Productos: una molécula de Br2 y dos moléculas de NO.

Figura 5.7 Aumento de la velocidad de reacción conla temperatura.


Temperatura

Velo

cidad

de

la re

acció

n

Naturaleza de los reactivos

En forma general podemos decir que las r eacciones iónicas son muy rápidas o casi instantáneas. Ejemplo:

AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

En cambio, la velocidad de las reacciones donde intervienen sustancias molecu-lares (covalentes) son muy v ariadas. Por ejemplo, la combustión de la gasolina es rapidísima; lo mismo ocurre con la reacción de hidrógeno (H) con flúor (F), según la siguiente ecuación:

H2 + F2 → 2HF

En cambio, la del hidrógeno (H) con yodo (I):

H2 + I2 → 2HI

es muy lenta a temperatura or dinaria. En resumen, las estructuras atómicas y mo-leculares de las sustancias, así como la fuer za de los enlaces químicos influyen en la velocidad de la reacción.

Temperatura

De manera empírica se aprecia que al aumentar la temperatura incrementa la veloci-dad de cualquier reacción.

Una mezcla de hidrógeno (H) y o xígeno (O) para formar agua (H 2O), puede permanecer sin sufrir alteración alguna durante mucho tiempo pero, a elevadas tem-peraturas, estos gases reaccionan en forma explosiva. Puede establecerse que por cada 10°C de aumento en la temperatura, la velocidad de reacción se duplica y en algunos casos hasta se triplica.

a) b) c) d)

Br

NO

Br

NO

Br

NO

Br

NO

Br Br Br Br

N NO O

NO

NO



188

Al aumentar la temperatura incr ementa la v elocidad de las par tículas (iones o moléculas) de los reactivos y en consecuencia el número de choques entre ellas. Po-dría creerse que este aumento incrementaría la velocidad de reacción, pero no todos los choques entre las partículas de los r eactivos originan nuevas sustancias, ya que sólo las colisiones entre partículas de alta energía son las causantes de la formación de los productos. A este exceso de energía que poseen las par tículas para reaccionar se le llama energía de activación y el paso de los r eactivos a productos se verifica a través de un estado intermedio de alta energía denominado complejo activado.

Concentración de los reactivos

La velocidad de una reacción aumenta con la concentración de los reactivos, ya que la cantidad de reactivo que se transforma dependerá del mayor o menor número de cho-ques. Éste será doble si se duplica la concentración de uno de los reactivos, y se cuadru-plica al duplicarse la concentración de dos reactivos. Se ha observado que la combustión

Figura 5.9 Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción Añadir calor a los reactivos ayuda a romper enlaces y se incrementa la velocidad con la que se mueven los átomos y las moléculas. Mientras más rápido se muevan, mayor será la probabilidad de que choquen y reaccionen. Al disminuir el calor, las reacciones se hacen más lentas. Es por eso que congelar los alimentos sirve para evitar que se descompongan pronto.

Figura 5.8 Esquema del mecanismo de reacción.

E1 = energía de las sustancias reaccionantes

E2 = energía de los productos de la reacción

E3 = energía del complejo activado

de una astilla de madera ocurr e con cierta velocidad en el aire (20% de O2), pero ésta se intensificará gradualmente si la com-bustión ocurre en presencia de oxígeno puro. Lo mismo pasa en la reacción del hierro (Fe) o zinc (Zn) con un ácido; se vuelve más intensa si la concentración del ácido aumenta.

El efecto de la concentración de los reactivos sobre la velo-cidad de una r eacción está indicado por la ley de acción de masas, formulada por Guldberg y Waage en 1867, la cual es-tablece que la v elocidad de reacciones directamente propor-cional al pr oducto de las concentraciones de los r eactivos. Cada concentración se eleva a un exponente igual al coeficien-

te del reactivo en la reacción. Para representar simbólicamente la concentración de una sustancia en moles/litro se emplean corchetes [ ]. Así, por ejemplo, y de acuerdo con la ley de acción de masas, la velocidad de la reacción (v).

A + B → C + Dse indica

v = K[A] [B]

donde K es la constante de v elocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de reacción de la reacción

2A + 3B → A2B3


será v = K[A]2 [B]3

y la reacción de H2 + I2 → 2HI v = K[H2] [I2]

¿Sabías que...?

Las enzimas son catalizadores biológicos. Un ejemplo es el proceso de la levadura en el horneado del pan.

La gelatina preparada con piña fresca no se endurece bien, pero sí la que se hace con piña de lata. Para que compruebes lo anterior, realiza en tu casa esta actividad. Investiga por qué ocurre lo anterior.

(La piña fresca contiene enzimas activas, del tipo de las pro-teasas, que degradan las moléculas de proteína de la gelatina. La piña enlatada se ha calentado, y como las enzimas son sensi-bles al calor, las proteasas de la fruta enlatada no son activas.)

Acción de las enzimasManosa la obra


Figura 5.10 Concentración y velocidad de reacción Si añadimos más “coches chocones” aumenta la posibilidad de que haya un choque. Si quitamos algunos de éstos se reduce la probabilidad de que dos coches se encuentren. Mientras más partículas se añadan a una mezcla de reacción, mayor oportunidad tendrán de chocar y reaccionar.

Catalizadores

La velocidad de una r eacción también puede modificarse mediante la pr esencia de catalizadores. Un catalizador es una sustancia que está pr esente en la masa r eaccio-nante, que no sufre modificación alguna, únicamente acelera o retarda la velocidad de la reacción. El proceso donde interviene un catalizador recibe el nombre de catálisis.

Es común que en los laboratorios escolares se obtenga oxígeno (O2) a través de la descomposición, mediante el calentamiento del clorato de potasio (K ClO3) según la reacción.

2KClO3 → 2KCl + 3O2

Sin el catalizador la reacción ocurre lentamente, pero se acelera cuando al clorato de potasio (KClO3) se le agrega un poco de dióxido de manganeso (MnO2), por lo que se le llama catalizador positivo; en contraste, un catalizador negativo es aquel que retarda o disminuye la velocidad de una reacción.

También se podría considerar el estado de división de los r eactivos como otro factor que influye en el tiempo de reacción, ya que como vimos, la velocidad de re-acción es proporcional a la superficie de contacto entre los reactivos. Si algún reacti-vo es sólido, mientras más dividido se encuentre la reacción será más rápida.



implica buscar

Balancear una ecuación

Igualdad

entre los

Procedimientos

Miembros es decir el número de

mediante

Aproximación Redox Algebraico

Átomos de cada elemento

¿Por qué envejecemos? La verdad nadie la sabe. Pero es una realidad que el cuerpo se va desgastando con los años, sobre todo, después de los 70 u 80 años.

Por la complejidad del cuerpo humano es muy difícil se-ñalar la causa o las causas del envejecimiento. Muchos cientí-fi cos creen que la oxidación desempeña un papel importante en el envejecimiento de las personas.

El oxígeno es esencial para la vida, eso lo sabemos to-dos, pero también en exceso ocasiona efectos nocivos. Las moléculas de oxígeno y otras sustancias oxidantes del cuer-po humano extraen electrones únicos de moléculas de gran tamaño que constituyen las membranas celulares (paredes), ocasionando así que éstas se hagan muy reactivas. De he-cho, estas moléculas activadas pueden reaccionar unas con otras modifi cando las propiedades de la membrana celular. Si se acumulan sufi cientes cambios de este tipo el sistema inmune del cuerpo llega a considerar las células modifi cadas como "extrañas" y las destruye. Esta acción es particularmente dañina para el organismo cuando las células afectadas son irremplazables, como ocurre con las células nerviosas.

Científi cos estadounidenses han examinado el envejeci-miento de la mosca casera común. Sus investigaciones indican que los daños acumulados por oxidación se relacionan tanto con la vitalidad de la mosca como con su expectativa de vida. Un estudio demostró que las moscas a las que se obligó a lle-var una vida sedentaria (no se les permitía volar), presentaron

una cantidad mucho menor de daños por oxidación (debido a su consumo más bajo de oxígeno) y vivieron el doble que aquellas moscas con actividad normal.

Los conocimientos acumulados en varios estudios indican que la oxidación tal vez constituya una de las principales cau-sas del envejecimiento. Para protegernos de tal proceso el me-jor método sería estudiar las defensas naturales del organismo contra la oxidación. Un estudio reciente ha demostrado que la melatonina (producto químico secretado por la glándula pineal en el cerebro, pero sólo por la noche) protege contra la oxidación.

Además, desde hace mucho tiempo se sabe que la vita-mina E es un antioxidante. Los estudios han demostrado que los eritrocitos defi cientes en vitamina E envejecen mucho más rápido que las células que tienen niveles normales de esta vi-tamina. Con base en este tipo de evidencia muchas personas toman dosis cotidianas de vitamina E para luchar contra los efectos del envejecimiento.

La oxidación es sólo una posible causa del envejecimiento. Aún continúan las investigaciones en muchos campos para determinar por qué "envejecemos" a medida que el tiempo transcurre.



190

Mapa conceptual 5.2

¿Envejecemos por oxidación?Lectura


Figura 5.11 La reacción entre el metano y el oxígeno para producir agua y dióxido de carbono Observa que hay cuatro átomos de oxígeno en los productos y en los reactivos; no se ganan ni se pierden en la reacción. De manera similar, hay cuatro átomos de hidrógeno y un átomo de carbono en los reactivos y en los productos. La reacción simplemente cambia la manera en que están agrupados los átomos.

Hay que tomar en cuenta que los coeficientes afectan a todos los subíndices de los átomos y que estos subíndices nunca deberán alterarse. Observa los ejemplos.

Ca3(PO4)2 Indica que en una molécula de fosfato de calcio hay: 3 átomos de Ca 2 átomos de P 8 átomos de O

4Ca3(PO4)2 Indica que en cuatro moléculas de fosfato de calcio hay: 12 átomos de Ca 8 átomos de P 32 átomos de O

Existen varios métodos para balancear ecuaciones, veamos algunos.

Método de aproximaciones o tanteo Analicemos la siguiente reacción atendiendo la estructura molecular de las sustancias que intervienen.


Figura 5.12 ¿Cuántos átomos? Examina la ecuación balanceada que muestra lo que sucede cuando el carbono reacciona con oxígeno y forma dióxido de carbono.

DefiniciónBalancear una ecuación significa encontrar la igualdad entre dos miembros. Esto es, buscar la igualdad entre los átomos del primer miembro con los mismos átomos del segundo miembro, mediante coeficientes escritos antes de las fórmulas que indiquen el número de moléculas de sustancia que interviene en la reacción.

= C = O = H

+ +

1 átomode carbono

C + O2 CO2

1 moléculade oxígeno

1 molécula dedióxido de carbono



192

Azufre más oxígeno reaccionan y producen dióxido de azufre.

¿Cuántos átomos de azufre hay en el primer miembro? ___________________

¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el primer miembro? __________________

¿Cuántos átomos de azufre hay en el segundo miembro? __________________

¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el segundo miembro? _________________

De acuerdo con lo anterior, la cantidad de átomos de un elemento que par ticipa en la reacción es igual a la cantidad de átomos del mismo elemento que se encuen-tran en el producto resultante. Por lo tanto, se cumple la ley de la conservación de la materia.

La ecuación para esta reacción es:

S + O2 → SO2

y se dice que está balanceada, ya que la cantidad de materia que hay en el primer miembro es igual a la del segundo. De esta misma manera analicemos otra reacción.

Magnesio más oxígeno reaccionan y producen óxido de magnesio.

¿Cuántos átomos de magnesio hay en el primer miembro? _________________

¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el primer miembro? __________________

¿Cuántos átomos de magnesio hay en el segundo miembro? ________________

¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el segundo miembro? _________________

Aquí, la cantidad de átomos que hay en el primer miembr o no es igual a la del segundo miembro. ¿Por qué?

______________________________________________________________

Investiga

Si un trozo de carbón contiene 10 mil millones de átomos de C, ¿cuántas moléculas de O2 reaccionarán con él? ¿Cuántas moléculas de CO2 se formarán?

Mg MgO O O

SS

O O

O O


Tal y como están representadas las moléculas de las sustancias, tratemos de escri-bir la ecuación:

Mg + O2 → MgO

Ésta es incorrecta, ya que en una ecuación química el número de átomos de cada elemento que hay en ambos miembros debe ser igual y aquí hay 2 de o xígeno en el primero y sólo 1 en el segundo. Lo que procede es igualar estas cantidades para ba-lancear la ecuación.

Para que haya 2 átomos de o xígeno en el segundo miembro, necesitamos 2 mo-léculas de óxido de magnesio (MgO, MgO). No podemos escribir MgO2, ya que la fórmula se alteraría. Lo anterior se r epresenta atendiendo a la estr uctura molecular de las sustancias:

El problema para el oxígeno se ha resuelto; pero, ¿sucedió lo mismo para el magnesio? ¿Por qué? _____________________________________________________________

Lo que debemos hacer es que en el primer miembro haya 2 átomos de magnesio. Esto se logra con 2 moléculas de esta sustancia.


¿Se ha resuelto el problema ahora? _______________________________________

La ecuación correcta es:

2Mg + O2 → 2MgO

Átomos de magnesio en el primer miembro: ______________________________

Átomos de oxígeno en el primer miembro: _______________________________

Átomos de magnesio en el segundo miembro: _____________________________

Átomos de oxígeno en el segundo miembro: ______________________________

La ecuación está balanceada.

Mg

Mg O

Mg O

O O

MgMg O

MgMg O

O O



194

Recuerda que cuando se necesitan más átomos de los que se indican en una fórmu-la, se usan coeficientes que se escriben a la izquier da del símbolo o fórmula. P or ejemplo:

2Mg significa 2 átomos de Mg 2MgO significa 2 moléculas de MgO donde hay 2 átomos de Mg y 2 de O

El coeficiente 1 se sobreentiende y no se escribe.

Para que comprendas mejor lo anterior, te exponemos algunos ejemplos.

H2O 1 molécula de agua donde hay 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno. 2H2O 2 moléculas de agua donde hay 4 (2 × 2) átomos de hidrógeno y 2 (2 × 1)

de oxígeno. 3H2O 3 moléculas de agua donde hay 6 (3 × 2) átomos de hidrógeno y 3 (3 × 1)

de oxígeno.

Ejercicio

Contesta en los espacios en blanco cuántos átomos de cada elemento hay en las siguientes fórmulas:

HCl ______ átomos de H y ______ átomos de Cl

4HCl ______ átomos de H y ______ átomos de Cl

H2SO4 ______ átomos de H, ______ átomos de S y ______ átomos de O

3H2SO4 ______ átomos de H, ______ átomos de S y ______ átomos de O

Al procedimiento que se siguió para balancear la ecuación

2Mg + O2 → 2MgO

se le llama de tanteo o aproximación.El método de tanteo se empleará para balancear las siguientes ecuaciones:

H2O + CaO → Ca(OH)2 2 — H — 2 2 — O — 2 1 — Ca — 1


HCl + Zn → ZnCl2 + H2

1 — H — 2 1 — Cl — 2 1 — Zn — 1


¿Está balanceada? ______________ . ¿Cuál es el problema? ______________.

Entonces, si “salen” 2 átomos de hidrógeno y sólo “entra” 1, se puede resolver es-cribiendo dos veces el HCl:

2HCl + Zn → 2ZnCl → H2 2 — H — 2 2 — Cl — 2 1 — Zn — 1

El problema se ha resuelto también para el cloro y la ecuación está balanceada.

HgO → Hg + O2 1 — Hg — 1 1 — O — 2

¿Está balanceada? ______________. ¿Qué se debe escribir para hacer que “entren”

dos átomos de oxígeno? ____________________________________________ .

Si se escribe un 2 antes de HgO quedaría:

2HgO → Hg + O2

¿Cuál es el problema ahora? _______________________________________.

¿Qué se debe escribir para que “salgan” 2 átomos de mercurio? ____________

_____________________________________________________________.

La ecuación quedaría:

2HgO → 2Hg + O2 2 — Hg — 2 2 — O — 2

¿Está balanceada ahora? __________________________________________ .

Ejercicio

Balancea por tanteo las siguientes ecuaciones:


Al + O2 → Al2O3

__________________________________

__________________________________

__________________________________

Cu + S → CuS

__________________________________

__________________________________

__________________________________



196

¿Cuál elemento perdió electrones? __________________________________ .

¿Cuántos perdió? _______________________________________________ .

El magnesio al oxidarse ha perdido 2 electrones y su número de valencia es 2+. En resumen, el magnesio se o xidó porque se combinó con el o xígeno y durante este proceso perdió electrones y su número de valencia aumentó de 0 a 2+.

Observa la siguiente ecuación:

Mg + S → MgS

Investiga

¿Qué le ocurre a un clavo cuando lo dejamos a la intemperie? ¿Con cuál componente del aire se combina?

Método redoxEn general, cuando un elemento se combina con el o xígeno se dice que se o xida. Observa la siguiente ecuación:

2Mg + O2 → 2MgO

¿Cuál elemento se oxidó? _________________________________________ .

En el primer miembro la valencia (número de oxidación) del magnesio es 0 y la del oxígeno también es 0. Cuando un elemento no se encuentra combinado se dice que no está haciendo uso de su valencia y ésta es 0.

Observemos lo que ocurr e cuando un átomo de magnesio se combina con un átomo de oxígeno para formar óxido de magnesio (MgO).

--- -

----

-- - -

-- -

---

- -

-- -

---

-- - -

-- -

---

-- - -

Mg O MgO

Ag + O2 → Ag2O

__________________________________

__________________________________

__________________________________

KClO3 → KCl + O2

__________________________________

__________________________________

__________________________________

NaOH + H2SO4 → NaSO4 + H2O

__________________________________

__________________________________

__________________________________


Ahora observa la molécula del producto:


--

--

- -

- --- -

-

--- - - -

-- -

---

-- - -

Mg S

¿Cuál átomo perdió electrones? __________________________________________.

¿Cuál los ganó? ________________________________________________________.

Figura 5.13 Formación de óxido de zinc El átomo de este elemento pierde 2 electrones durante la reacción y se convierte en un ion zinc. Su número de oxidación aumenta desde 0 hasta 2+. El átomo de oxígeno gana 2 electrones del zinc y se convierte en un ion óxido. Su número de oxidación disminuye desde 0 hasta 2–.

Asignación del número de oxidación

Al emplear el método redox para balancear ecuaciones no debemos olvidar que:

• Cuando un elemento no se encuentra combinado, su número de valencia es 0. • El número de valencia del hidrógeno es 1+. • El número de valencia del oxígeno es 2–. • El número de valencia de los elementos del grupo 1A de la tabla periódica es 1+. • El número de valencia de los elementos del grupo 2A de la tabla periódica es 2+. • El número de valencia del aluminio es 3+. • El número de valencia de los halógenos es 1– si en la molécula no hay oxígeno.• El número de valencias positivas es igual al de negativ as en una fórmula escrita

correctamente.

Átomode zinc

Átomode oxígeno

Ion dezinc

Ion deoxígeno

8e– 18e–

2e–

6e–2e–

+ +

8e– 18e–2e–2e– 8e–2e–

OZn + [Zn]2+ + O 2–x

xx x



198


reducción (Latín) re atrás, ducere perder.En una reacción de reducción, la adición de electrones tiene como resultado una reducción del número de oxidación (valencia) de un átomo o un ion.

Ejemplos:

1+ 5+ 2– 2+ 2– 1+ 6+ 2– 1+ 4+ 2– H Cl O3 Zn O K2 Cr2 O7 Na2 S O3

1+ 5+ 6– 2+ 2– 2+ 12+ 14– 2+ 4+ 6–

Los números escritos sobre los símbolos indican los electrones perdidos (+) o ga-nados (–) por un átomo, y los que se escriben debajo de los símbolos muestran el número total de electrones perdidos o ganados por la totalidad de átomos de cada elemento; donde la suma de estos últimos debe ser 0 (cero), lo que indica la neutra-lidad de la molécula. Los números subrayados son los que se toman en cuenta para el balance de la óxido reducción (redox).

Oxidación

En este caso el magnesio también se o xida aunque no se haya combinado con el oxígeno, ya que perdió electrones y su número de valencia aumentó. Ya hemos indi-cado que al número de valencia también se le llama número de oxidación.

El concepto moderno de oxidación establece que un átomo se oxida cuando:

• Pierde electrones. • Su número de valencia aumenta.

Al

Al3+ Al3+Fe3+ Fe3+

Fe

Fe

Al

3e–

3e–

O2–

O2–

O2–

O2–

O2–

O2–

Reducción

El proceso contrario a la oxidación es el de reducción. Por lo tanto, un átomo se re-duce cuando:

• Gana electrones.• Su número de valencia disminuye.

Mg 2e–

2e–

O2–

O2–

Mg2+

Mg2+O

O

Mg


En la siguiente tabla se observa el sentido de la oxidación y la reducción de acuer-do con el aumento o la disminución del número de valencia:

→ → → → → → → → → → → → → → → → → → → → Oxidación

7– 6– 5– 4– 3– 2– 1– 0 1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6+ 7+

Reducción ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ← ←

Agente oxidante y agente reductor

Al elemento que se reduce se le llama agente oxidante. En tanto que al elemento que se oxida se le ha nombrado agente reductor.

En muchas reacciones químicas ocurre que los elementos que intervienen cambian su número de valencia, esto es porque se han ganado o perdido electrones. A dichas reacciones se les llama de oxidación-reducción.

Para balancear las ecuaciones de este tipo de r eacciones se emplea el método de reducción-oxidación, o en forma abreviada, el método redox.


¿Sabías que...?

Las edades de Piedra, de Bronce y de Hierro son periodos históricos a los que se les da esos nombres por el material que se usaba con más frecuencia para hacer utensilios, durante cada uno de ellos. La edad de Bronce es anterior a la de Hierro porque se disponía con facilidad de los metales cobre y estaño, elementos que se funden para formar la aleación de bronce. El bronce es el más duro que el cobre y el estaño solos. La edad de Hierro es posterior, porque es más difícil reducir el hierro hasta su forma elemental. Se requiere fundirlo a una temperatura mayor que la del bronce.

El lanzamiento del transbordador espacialLectura

Para lanzar al espacio un vehículo que pesa miles de tonela-das se requieren cantidades inconcebibles de energía, la cual proviene de reacciones de óxido-reducción.

En la figura 5.14 hay tres objetos cilíndricos unidos al transbordador espacial. En el centro se encuentra un tanque

de 8.5 m de diámetro y 47 m de largo, que contiene hidróge-no y oxígeno líquidos (en compartimentos separados). Estos combustibles alimentan a los motores del cohete que ponen en órbita al transbordador, en donde reaccionan para formar agua y liberar grandes cantidades de energía.

Al

Al

Al3+

e–

e–

e–

e–

e–

e–

I–

I I

I I

I I

I–

I–

Al3+

I–

I–

I–



200

Figura 5.14 Para el lanzamiento, el transbordador espacial se encuentra unido a dos recipientes de combustible sólido (izquierda) y un tanque de combustible (centro) que aporta hidrógeno y oxígeno al motor del cohete para ponerlo en órbita.

Ejercicio

Encuentra los números de oxidación de cada uno de los elementos que forman los siguientes compuestos:

NaOH ______________ H2SO4 ______________ LiNO3 ______________________

ZnCl2 ______________ Mg(OH)2 ______________ Al(ClO3)2 _____________________

Para balancear una ecuación por el método redox se realizan los pasos siguientes:

Paso 1. Se escribe la ecuación:

HCl + MnO2 → MnCl2 + H2O + Cl2

2H2 + O2 → 2H2O + energía

Ésta es una reacción de óxido-reducción porque el O2 es uno de los reactivos.

Hay dos cohetes que contienen combustible sólido de 3.6 m de diámetro y 45.7 m de largo, unidos al cohete que pone en órbita a la nave. Cada cohete contiene 498 toneladas de combustible: perclorato de amonio (NH4ClO4) y aluminio en polvo mezclado con un aglutinante (“goma”). Debido a que los cohetes son tan grandes, están construidos por seg-mentos y se ensamblan en el sitio de lanzamiento, como se observa en la figura 5.15. Cada segmento se llena con el pro-pelente viscoso que se solidifica teniendo una consistencia muy similar a la de una goma de borrar dura.

La reacción de óxido-reducción entre el perclorato de amonio y el aluminio se representa como sigue:

NH4ClO4(s) + 3Al(s) → Al2O3(s) + AlCl3(s) + 3NO(g) + 6H2O(g) + energía

Esto produce temperaturas cercanas a 3149°C y un impul-so de 1500 toneladas, aproximadamente, en cada cohete.

Por lo tanto, se ve que las reacciones de óxido-reducción producen suficiente energía para lanzar al espacio el transbor-dador espacial.

Transbordador espacial Discovery listo para el despegue

Tanque externo de combustible(153.8 pies de longitud,27.5 pies de diámetro)

Cohete impulsor derechocon combustible sólido

Transbordadorespacial

Impulsor izquierdode combustible sólido

78.06 pies

Motores principalesdel transbordador espacial

Figura 5.15 Los cohetes de combustible sólido se ensamblan por segmentos para que el combustible se pueda cargar de manera más conveniente.

Cohete secundario sólido

Unión de campo de popa(Punto de fallo en el propulsor derecho del Challenger)

Propelente sólido

149.16 pies de longitud12.17 pies de diámetro




Paso 2. Se obtienen los números de valencia de todos los elementos.

1+ 1– 4+ 2– 2+ 1– 1+ 2– 0 H Cl + Mn O2 → Mn Cl2 + H2O + Cl2

Paso 3. Se eliminan los números de valencia que no hayan cambiado.

1+ 1– 4+ 2– 2+ 1– 1+ 2 – 0 HCl + MnO2 → MnCl2 + H2O + Cl2

1– 4+ 2+ 0 HCl + MnO2 → MnCl2 + H2O + Cl2

Paso 4. Se localizan los átomos que alteraron su valencia.

Cloro: pasa de 1– a 0 Manganeso: pasa de 4+ a 2+

Paso 5. Se indican las valencias en que se han o xidado o reducido estos átomos para conocer el número de electrones perdidos y ganados:

El cloro se oxida en una valencia al pasar de 1– a 0, y se multiplica por 2, ya que en el segundo miembro hay 2 átomos de cloro (Cl2). El manganeso se reduce en dos valencias al pasar de 4+ a 2+, y se multipli-ca por 1, ya que en el segundo miembro hay 1 átomo de manganeso.

Cl: pierde 1 × 2 = 2 electronesMn: gana 2 × 1 = 2 electrones

Paso 6. Los números obtenidos se intercambian y se escriben como coeficientes en las fórmulas donde existían los átomos afectados.

HCl + MnO2 → 2MnCl2 + H2O + 2Cl2

Estos números son la base para obtener los coeficientes necesarios en las demás fórmulas para balancear la ecuación.

8HCl + 2MnO2 → 2MnCl2 + 4H2O + 2Cl2

Paso 7. Si los coeficientes tienen un divisor común se simplifican. En este ejem-plo son divisibles entre 2.

4HCl + MnO2 → MnCl2 + 2H2O + Cl2


Simplifiquemos los pasos anteriores con otro ejemplo:

Ecuación con números de valencia de todos los átomos pero se eliminarán los que se repiten.

1+ 2– 1+ 5+ 2– 1+ 6+ 2– 2+ 2– 1+ 2– H2S + HNO3 → H2SO4 + NO + H2O

Se determina cuál se oxida y cuál se reduce:

Azufre: se oxida en 8 valencias × 1 = 8 Nitrógeno: se reduce en 3 valencias × 1 = 3



202

Se intercambian coeficientes:

8 × 1 = 8 del azufre 3S 3 × 1 = 3 del nitrógeno 8N

Se escribe la ecuación con los coeficientes obtenidos.

H2S + HNO3 → 3H2SO4 + 8NO + H2O

Se toman como base estos coeficientes, calcular los restantes.

3H2S + 8HNO3 → 3H2SO4 + 8NO + 4H2O


Ejercicio

Balancea por el método redox las siguientes ecuaciones:

Al + HCl → –AlCl3 + H2

KClO3 → KCl + O2 KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 HI + H2SO4 → H2SO3 + I2 + H2O NaOH + Al2O3 → Na3AlO3 + H2

Método algebraicoEste método consiste en formar una serie de ecuaciones para cada elemento del pri-mero y segundo miembros de la ecuación. Balancear

F2 + H2O → HF + O3

En primer lugar se asignan letras diferentes a cada una de las fórmulas en ambos miembros.

F2 + H2O → HF + O3 A + B C + D

En seguida se forman las ecuaciones sustituyendo el elemento por la letra sin ol-vidar los subíndices, los que pasan a ser coeficientes de las letras escogidas.

Si F2 + F

entonces 2A = C

Y si H2 → H2B = C

luego O → O3

B = 3D


Se han obtenido tres ecuaciones:

2A = C, 2B = C y B = 3D con cuatro incógnitas.

Se procede a asignar un v alor arbitrario a una de las incógnitas para r esolver las ecuaciones. Por ejemplo, si asignamos el valor 2 a C.

C = 2 2A = C 2B = C 3D = B 2A = 2 2B = 2 3D = 1 A = B = D = ⅓ A = 1 B = 1

Los valores obtenidos son:

A = 1, B = 1, C = 2, D = ⅓

Se elimina el coeficiente fraccionario multiplicando todos los coeficientes por 3 y queda:

A = 3, B = 3, C = 6 y D = 1

Se trasladan estos valores a la ecuación original.

3F2 + 3H2O → 6HF + O3

Se comprueba:

3F2 + 3H2O → 6HF + O3 6– F– 6 6– H– 6 3– O– 3

Ejercicio

Balancea por el método algebraico la siguiente ecuación:

KClO3 → KCl + O2


Manosa la obra

Un cambio químico es aquel en el cual se modifi ca la estructu-ra interna de la materia, transformándose ésta de un tipo a otro distinto. Los cambios químicos son el resultado de reacciones químicas, las cuales se representan mediante un conjunto de símbolos que indican las sustancias participantes, así como su estado físico. A la representación de las reacciones químicas se le denomina ecuación química. Para facilitar su estudio, las reacciones químicas se clasifi can como sigue:

a) Síntesis. En estas reacciones, dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Por ejemplo:

2H2(g) + O2 → 2H2O(l)

b) Descomposición. En ellas, una sustancia se descom-pone en dos o más productos. Por ejemplo:

H2CO3(ac) → H2O(l) + CO2(g)

c) Sustitución simple. En esta clase de reacciones, un átomo de un compuesto se sustituye por un átomo de otro elemento. Por ejemplo:

2Na(s) + 2HCl(ac) → 2NaCl(s) + H2(g)

Tipos de reacciones químicas



204

d ) Doble sustitución. En éstas hay un intercambio de átomos, uno de cada sustancia. Por ejemplo:

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(g)

Material

• tripié• tela de alambre• espátula• mechero de Bunsen• tubo de ensayo grande• pinzas para tubo de ensayo• lija• agitador de vidrio• 3 vasos de precipitados de 250 mL• gotero o pipeta beral• cápsula de porcelana

Sustancias

• azufre en polvo• hierro en polvo• óxido de mercurio (HgO)• alambre de cobre• solución de nitrato de plata (AgNO3)• solución saturada de cloruro de sodio (NaCl)

Procedimiento

Primera práctica

1. Toma con la punta de la espátula azufre en polvo y colócalo dentro de una cápsula de porcelana; agrega también fi erro en polvo.

2. Coloca la cápsula sobre un tripié y calienta con el mechero; observa la reacción que ocurre.

Segunda práctica

1. Con la punta de la espátula toma HgO y ponlo dentro de un tubo de ensayo grande.

2. Toma el tubo de ensayo y caliéntalo sobre la fl ama del mechero, cuida que la boca del tubo no apunte a ninguna persona. Observe lo que ocurre.

Tercera práctica

1. Lija muy bien un trozo de alambre de cobre y luego enróllalo alrededor de un agitador de vidrio.

2. Introduce el agitador a un vaso de precipitados que ya tenga solución de nitrato de plata. Deja reposar unas horas y observa lo que ocurre.

Cuarta práctica

1. Coloca en un vaso de precipitados 50 mL de la solución de NaCl.

2. Toma con un gotero un poco de nitrato de plata y agrégalo gota a gota a la solución de NaCl. Observa lo que ocurre.

Resuelve

De acuerdo con tus resultados, completa las reacciones que se llevaron a cabo y clasifícalas como reacciones de descompo-sición, de síntesis, de sustitución simple y de doble sustitución.

S + Fe → __________________________________

Tipo ______________________________________

HgO → ________________ + _________________

Tipo ______________________________________

Cu + AgNO3 → ______________ + ______________

Tipo ______________________________________

NaCl + AgNO3 → _____________ + _____________

Tipo ______________________________________

1. ¿Cuál fue el criterio usado para clasifi car a las reacciones químicas?

2. ¿Por qué es importante que una ecuación química se encuentre balanceada?

3. ¿Qué mejoras, modifi caciones o variantes podrían realizarse a la práctica?

Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Castells, Química,México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2007, pp. 51, 52 y 53.



¿Sabías que uno de los nutrimentos más necesarios para las plantas es el nitrógeno? A pesar de que el aire que rodea a la Tierra está constituido por casi 80% de nitrógeno, en forma de moléculas de N2, este aire no pueden usarlo la mayoría de las plantas y los animales. Para ello, el nitrógeno del aire tiene que pasar por un proceso que se llama fi jación de nitrógeno.

Las plantas pueden usar el nitrógeno cuando éste se en-cuentra en forma de ion amonio, NH4

+, en donde el nitrógeno tiene un número de oxidación de 3–, pero también pueden usar el ion nitrato, NO3

–, donde el número de oxidación del nitrógeno es de 5+.

Fijación del nitrógeno Las plantas pueden fi jar el ni-trógeno en tres formas diferentes: por la acción de los rayos solares, por las bacterias fi jadoras de nitrógeno, que viven en las raíces de algunas plantas o en el suelo, y por reacciones comerciales de síntesis, como en el proceso Haber para ob-tener amoniaco.

El nitrógeno es un gas bastante inerte porque el triple en-lace del N2 es fuerte y no se rompe con facilidad. Sin embar-go, la energía excepcionalmente grande y la alta temperatura de los rayos solares puede romper los enlaces con facilidad y permite la recombinación de los gases atmosféricos.

Reacciones producidas por los rayos solares Durante el proceso de fi jación por medio de los rayos, el nitrógeno y el oxígeno se combinan para formar monóxido de nitrógeno. Des-pués, este compuesto se combina con más oxígeno para formar dióxido de nitrógeno, el cual se mezcla con el agua del aire para formar ácido nítrico y más monóxido de nitrógeno, que queda disponible para continuar el ciclo.

N2 + O2 → 2NO 2NO + O2 → 2NO2 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

Producción de fertilizantes El pH normal de la lluvia es ligeramente ácido, debido en parte al ácido nítrico disuelto, HNO3, que proviene de la fi jación de nitrógeno. Cuando la lluvia llega al suelo, las bacterias convierten los iones nitrato en iones amonio.

¿Cómo es el método natural de la fi jación de nitrógeno comparado con los métodos comerciales? Puedes pensar que los rayos no son tan comunes, pero se ha calculado que hay aproximadamente 10 000 tormentas eléctricas por día en la superfi cie terrestre. Visto de otra forma, los rayos chocan con el planeta, en total, 100 veces por segundo. Cada año se fi jan aproximadamente 10 000 millones de kilogramos de nitró-geno proveniente de la atmósfera. Los agentes biológicos, como las bacterias, fi jan aproximadamente 100 000 millones de kilogramos de nitrógeno al año y, una cantidad igual se fi ja por medio de la manufactura de fertilizantes y otros procesos industriales.

1. Investiga El proceso mediante el cual el nitrógeno se reincorpora al aire se llama desnitrifi cación. Investiga qué condiciones se necesitan para que ocurra este proceso y cuál es la reacción.

2. Construye La fi jación de nitrógeno en el suelo es realizada por las bacterias que viven en las raíces de algunas plantas. Da el nombre de algunas de estas plantas.

3. Analiza En cada una de las tres ecuaciones anteriores, ¿qué se oxida y qué se reduce?

Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak, Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, México, McGraw-Hill

Interamericana Editores, 2007, p. 571.

Fertilizantes producidos por los rayos solaresLectura

Palabras clave

catalizador 189desplazamiento 182ecuación química 180entalpía 183fenómeno físico 174

fenómeno químico 174oxidación 198productos 179reacciones químicas 174, 177reactivos 179

redox 196reducción 198velocidad de reacción 187


1. Toma del siguiente listado la expresión que complete los enunciados y escríbela al fi nal de los mismos.

Reacción química

Ecuación química

Reactivos

Productos

Reacciones inmediatas

Reacciones provocadas

Reacciones instantáneas

Reacciones lentas

Reacciones ilimitadas

Reacciones limitadas

• Para que ocurran basta con poner en contacto los reactivos.

___________________________________

• Al efectuarse quedan restos de los reactivos.

___________________________________

• Es la representación de un cambio químico con fórmulas de las sustancias.

___________________________________

• Fenómeno químico.

___________________________________

• Combustión de la madera.

___________________________________

• Formación del dióxido de carbono en nuestro organismo.

___________________________________

• Al efectuarse absorben calor.

___________________________________

• Al producirse óxido de hierro (II) por la combinación de hierro con oxígeno del aire, oxígeno y el hierro reciben el nombre de:

____________________________________

2. Escribe sobre la línea el tipo de reacción (adición, análisis, sustitución simple, doble sustitución, iónicas, reversibles) que representan las siguientes ecuaciones:

• Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

____________________________________

• Ni(NO3)2 + 2NaOH → Ni(OH)2 + 2NaNO3

____________________________________

• 3Mg + N2 → Mg3N2

____________________________________

• 2KClO3 → 2KCl + 3O2

____________________________________

• H2 + CO2 H2CO3

____________________________________

• Ag+ + Cl– → AgCl

____________________________________

• MgO + H2O →Mg(OH)2

____________________________________

• 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2

____________________________________

3. Contesta de manera breve:

¿A qué se llama velocidad de reacción?

______________________________________

→←


206

Lo que aprendí



¿Cuáles son los factores que afectan la velocidad de reacción?

______________________________________

¿A qué se llama catalizador?

______________________________________

4. Balancea por tanteo las siguientes ecuaciones:

NaNO3 → NaNO2 + O2

______________________________________

NaBr + Cl2 → NaCl + Br2

______________________________________

5. Balancea por el método redox las siguientes ecuaciones:

Fe2O3 + H2 → Fe + H2O

______________________________________

HCl + Si → SiCl4 + H2

______________________________________

CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S + H2O + NO

______________________________________

MnO + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

______________________________________

6. Balancea por el método algebraico las siguientes ecuaciones:

K + H2O → KOH + H2

______________________________________

HgO → Hg + O2

______________________________________


Unidad 6

Estequiometría


6.1 Estequiometría

6.2 Cálculos estequiométricos

Lectura El alcohol metílico: ¿combustible con futuro?

6.3 Normalización de volúmenes

6.4 Contaminación del aire

Lectura Contaminación del agua

Manos a la obra Ley de Boyle


Es de suma importancia conocer la cantidad de reactivos y productos que se involucran en una reacción química, para lograr un aprovechamiento óptimo de los materiales.



El estudiante reconocerá la trascendencia de determinar las cantidades de reactivos y

productos involucrados en una reacción química, identifi cando con una actitud crítica

y responsable la importancia de estos cálculos en el análisis cuantitativo de procesos

que tienen repercusiones socioeconómicas y ecológicas.


IntroducciónUna pregunta básica en un laboratorio de química es: ¿qué cantidad de productos se obtendrán a partir de cantidades específicas de las materias primas (reactivos)?

En la unidad anterior, al tratar el tema de las ecuaciones químicas se hiz o notar que el número de átomos de los r eactivos debe ser igual al de los pr oductos. Las ecuaciones químicas balanceadas son de importancia no solamente en el sentido del tipo de sustancias que r eaccionan y que se producen, sino también en términos de cantidad tanto de reactivos como de productos.

En esta unidad v eremos la parte de la química que trata los cálculos de masa o volumen de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas y que recibe el nombre de estequiometría.

6.1 Estequiometría

Leyes fundamentalesLas combinaciones de la materia se efectúan según leyes fijas, las cuales se dividen en dos grandes grupos: ponderales o de los pesos (masas) y volumétricas o de los volúmenes.

Ley de la conservación de la materia (masa) Esta ley fue establecida en 1774 por An-toine Laurent Lavoisier. Se ha enunciado de diversas maneras, una de ellas indica que en cantidades ponderables en toda r eacción o proceso químico la masa total de las sustancias que inter vienen, permanece inv ariable antes y después del fenómeno .

1. Desde el punto de vista de las matemáticas, ¿qué entiendes por cantidades proporcionales?

2. ¿A qué se refi ere la masa molecular?3. ¿Cuántos átomos de fósforo (P) hay en la siguiente expresión?: 3Mg3(PO4)24. La composición atómica de las moléculas se representa mediante...5. Si en un grupo de 30 alumnos el 20% son mujeres, ¿cuántas mujeres hay en

dicho grupo?6. ¿Qué representa una fórmula empírica?7. ¿Qué representa una fórmula molecular?8. ¿Qué ocurre con el tamaño de un globo que contiene un gas cuando la

temperatura disminuye?

¿Cuánto sabes?


estequiometría Stoichen (griego) elemento o parte, metreon (griego) medida. La estequiometría cuenta las partículas individuales de las sustancias por medio de mediciones macroscópicas, como la masa o el volumen, en el caso de los gases.


2112116.1 Estequiometría

Estequiometría

Combinación

Masa

estudia la

de las

Sustancias

Leyes ponderales

de acuerdo con

Ley de la conservación de la masa

Ley de las proporciones

múltiples


defi nidas


recíprocas

Volumen

Ley de los volúmenes de combinación

Ley de Avogadro

Conceptos

Mol

6.02 × 1023

moléculasMasa molecular

Volumen molecular

gramo

Gramos

en un gas igual a

22.4 L

como

en la

como

de donde se derivan

que es

expresada en

que contiene

de

Esta ley afecta la forma como deben escribirse las ecuaciones químicas. El número de átomos de cada elemento debe ser igual en ambos miembros de la ecuación.

Ley de las proporciones definidas A esta ley también se le conoce como ley de las proporciones constantes o ley de Proust, en honor a quien la estableció en 1801. El enunciado dice: dos o más elementos que se combinan para formar un compuesto dado, lo hacen siempre en la misma proporción.


ponderable (Latín) ponderere ponderar. Pesar con la balanza, determinar un peso.

Mapa conceptual 6.1


212

En la siguiente reacción del carbono (C) con oxígeno (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) tenemos:

C + O2 → CO2

12 g de C + 32 g de O2 → 44 g de CO2

6 g de C + 16 g de O2 → 22 g de CO2

3 g de C + 8 g de O2 → 11 g de CO2

la proporción del peso del carbono con respecto a la de oxígeno siempre es 3:8, es decir, que por cada tres partes en peso de carbono habrá invariablemente ocho de oxígeno.

Veamos el siguiente ejemplo:

3 g de C + 10 g de O2 → 11 g de CO2 y sobran 2 g de O2

Si se observa la fórmula CO2 la proporción de los átomos es 1:2, es decir, que por cada átomo de carbono habrá dos de oxígeno. Observa la siguiente figura:

Figura 6.1 Compuesto formado por átomos de los elementos A y B En este caso la relación de átomos del elemento A y átomos del elemento B es 2:1.

¿Sabías que...?

A la pirita de hierro, FeS2, se le llamó el oro de los tontos, pues se parece mucho al oro, y por ello engañó a los inocentes. La composición de la masa de la pirita es de 46.5% de hierro y 53.5% de azufre. Estas proporciones son las mismas en todas las muestras de pirita, es decir, son independientes del origen o cantidad de la sustancia.

Ley de las proporciones múltiples o de Dalton Relaciona los pesos de dos elementos cuando éstos forman más de un compuesto. Además, establece que diferentes canti-dades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otr os ele-mentos, para formar div ersos compuestos, se hallan en relación sencilla que puede expresarse en números enteros.

Figura 6.2 Ley de las proporciones constantes.

Unidad 6 Estequiometría

212

Una muestra de FeS2 de origen natural.

b)

Compuesto formado por los elementos A y B

Átomos del elemento A Átomos del elemento B

a)

46.5%Fe

53.5%S

Composición de pirita de hierro

15 átomos de carbono

20 átomos de oxígeno

10 moléculas de dióxidode carbono; sobran 5 átomos

de carbono


213213

Para formar agua (H2O) se combinan2 g de hidrógeno con 16 de oxígeno.

Para formar agua oxigenada (H2O2) se combinan2 g de hidrógeno con 32 de oxígeno.

La relación que se establece entre los pesos variables del oxígeno (16 y 32), que se combinan con el peso fijo del hidrógeno, se expresa 1:2, para el agua y de 1:1 para el peróxido, la relación en masa es 2

16= 1

8, para el agua y 2

32= 1

16 para el peróxido.

Figura 6.3 Un ejemplo de la ley de las proporciones múltiples.

Ley de las proporciones recíprocas Esta ley es conocida también como ley de Rit-cher y se enuncia de la siguiente manera: los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos de aque-llos elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos.

Por ejemplo, el hidrógeno se combina con el carbono, con el cloro y con el nitró-geno para formar, respectivamente:

metano: CH4

ácido clorhídrico: HCl amoniaco: NH3

La relación de los pesos de los componentes es:

CH4: 12 g de C con 4 de H, o bien, 3 g de C con 1 de H HCl: 35.4 g de Cl con 1 de H NH3: 14 g de N con 3 de H, o bien, 4.66 g de N con 1 de H

Los pesos de los distintos elementos (3, 35.4 y 4.66) que se combinan con un peso constante de H (1) indican directamente, o multiplicados por el mismo entero, la proporción en que se combinan entre sí el carbono, el cloro y nitrógeno; revisa el siguiente ejemplo.

El cloro se combina con el carbono y con el nitr ógeno para formar, respectiva-mente, tetracloruro de carbono (CCl4) y tricloruro de nitrógeno (NCl3). La relación de los pesos de los componentes es:


Monóxido de carbono

Dióxido de carbono

Relación del oxígeno en el monóxido de carbono al oxígeno del dióxido de carbono: 1:2

oc

11

oc

21



214

CCl4: 35.4 × 4 de Cl con 12 de C, esto es con 3 × 4 de C NCl3: 35.4 × 3 de Cl con 14 de N, esto es con 4.66 × 3 de N

Los factores son 4 para el cloro y carbono en el tetracloruro de carbono y 3 para el cloro y nitrógeno en el tricloruro de nitrógeno.

Ley de los volúmenes de combinación Al estudiar las reacciones entre sustancias ga-seosas, en 1808, Gay-Lussac observó lo siguiente:

hidrógeno + cloro → cloruro de hidrógeno 1 volumen 1 volumen __________ 2 volúmenes 1 + 1 __________ 2 2 __________ 2

hidrógeno + oxígeno → vapor de agua 2 volúmenes 1 volumen __________ 2 volúmenes 2 + 1 __________ 2 3 __________ 2

nitrógeno + hidrógeno → amoniaco 1 volumen 3 volúmenes __________ 2 volúmenes 1 + 3 __________ 2 4 __________ 2

Además, este científico notó que el volumen del gas resultante era menor o igual al de la suma de los gases que se combinan, por lo que estableció que los volúmenes de los gases que se combinan o se producen en una reacción química están siempre en una relación de números enteros simples: 1 a 1, 3 a 2, 2 a 1, etcétera.

Este postulado se contraponía con algunos enunciados de la teoría atómica de Dalton. En 1811, el físico italiano Amadeo Avogadro resuelve tal divergencia al indi-car que las moléculas están formadas por partículas más pequeñas llamadas moléculas diatómicas, de tal manera que las sustancias al r eaccionar desdoblan sus moléculas momentáneamente en átomos y éstos son los que se combinan entre sí para formar otras moléculas distintas que corresponden a las sustancias que resultan de la reacción.

Figura 6.4 Comparación de volúmenes en las reacciones de los gases Cuando 2 L de cloruro de hidrógeno gaseoso se descomponen para formar gas hidrógeno y gas cloro, se forman volúmenes iguales de estos gases, es decir, 1 L de cada uno. La proporción de hidrógeno y cloro es 1 a 1, y la proporción del volumen de hidrógeno con el del cloruro de hidrógeno es de 1/2 a 1 o 1 a 2, una proporción igual a la del cloro con cloruro de hidrógeno. 1 litro de H22 litros de HCl

+

1 litro de Cl2



3H2(g) + N2(g) 2NH3(g)

3 moléculas + 1 molécula 2 moléculas

3 moles + 1 mol 2 moles

3 volúmenes + 1 volumen 2 volúmenes

Figura 6.5 Relación de volúmenes de gases en una reacción química La relación de volumen de hidrógeno molecular a nitrógeno molecular es 3:1, la de amoniaco (el producto) a hidrógeno molecular y nitrógeno molecular combinado (los reactivos) es 2:4 o 1:2.

Mol

La mol o molécula gramo es la masa molecular expr esada en gramos, se le llama también masa molar. El concepto de átomo gramo (at-g) se refiere a la masa atómica expresada en gramos.

Figura 6.6 Comparación de la masa de una molécula de agua y una mol de dicha sustancia.

¿Sabías que...?

La masa de los átomos se mide en unidades de masa atómica (u), lo mismo que la masa de las moléculas. La masa molecular gramo o masa molar se mide, generalmente, en gramos (g).

Ley de Avogadro Avogadro estableció que volúmenes iguales de todos los gases, con igual presión y temperatura, tienen el mismo número de moléculas. Por ejemplo, en un litro de hidrógeno y un litro de oxígeno, ambos a la misma presión y temperatu-ra, habrá el mismo número de moléculas.

Para obtener la mol de cualquier sustancia se calcula su masa molecular y la can-tidad obtenida se expresa en gramos.

+

Agua (H2O) Agua (H2O)

H

H

O

18 u

u es la masa de una molécula(masa molecular);

expresa una sola molécula

18 gramos

1 mol de agua representa una cantidad de agua

suficiente para ser medida,observada, etcétera



216

Encontremos la mol de carbonato de calcio.

CaCO3 Ca: 40 × 1 = 40 C: 12 × 1 = 12 O: 16 × 3 = 48 100 u masa de una molécula de CaCO3

100 g masa de una mol de CaCO3

Por lo dicho anteriormente, la fórmula de una sustancia indica también una mol de tal sustancia.

H2O: 1 mol de agua = 18 g CaCO3: 1 mol de carbonato de calcio = 100 g

Si se quiere averiguar cuántos gramos indica 3HNO3 (3 moles de ácido nítrico), en primer lugar se obtiene la masa molecular de esta sustancia:

HNO3

H: 1 × 1 = 1 N: 14 × 1 = 14 O: 16 × 3 = 48 63 u

La masa molecular se expr esa en gramos (63 g), en seguida se multiplica por 3 (63 × 3 = 189 g).

3HNO3 = 189 g

Figura 6.7 Masa molar de algunos compuestos Cada muestra contiene 6.02 × 1023 moléculas de un compuesto covalente o 6.02 × 1023 unidades fórmula de un compuesto iónico. Cada compuesto tiene su propia masa molar.

Ejercicios

Representa en gramos o moles lo que se indica a continuación:

H2SO4: _____________ g 3HCl: _____________ g 5Ca(OH)2: _____________ g


217217

5NaOH: ____________ g Na2CO3: __________ g 10Mg3(P04)2: ___________ g

4AlI3: _______________ g 2KClO3: __________ g 2NH3: _________________ g

100 g NH4NO3: __________________ moles K2Cr2O7: __________________ g

100 g CaCO3: ____________________ moles 100 g H2O: ____________ moles

Número de Avogadro

El número de moléculas que existen en una mol es igual a 6.02 × 1023, y llevan el nombre de número de Avogadro. Esto nos indica que en una mol de cualquier sus-tancia hay 602 000 000 000 000 000 000 000 (seiscientos dos mil trillones) de moléculas.

Volumen molecular gramo

El volumen que ocupa una mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y de temperatura es igual a 22.4 L y se llama volumen molar o volumen molecular gramo.

Figura 6.8 Volumen molar de los gases Un mol de cualquier gas a NPT ocupa 22.4 L. ¿Qué tan grande es? Es el volumen de un cubo de 28.2 cm de lado. Dicho volumen contiene 6.02 × 1023 átomos de un elemento gaseoso o 6.02 × 1023 moléculas de un elemento molecular o de un compuesto, pero la masa de 1 mol es diferente para cada elemento. Un mol de helio flota porque su masa es menor que la masa de 22.4 L de aire.

Presión normal = 1 atm = 760 mm de Hg; temperatura normal = 0 °C = 273 K3 moles de cualquier gas ocupan: 22.4 L × 3 = 67.2 L0.5 mol ocupan: 22.4 L × 0.5 = 11.2 L


H2

1 mol

2 g22.4 L

O2

1 mol

32 g22.4 L

N2

1 mol

28 g22.4 L

CO2

1 mol

44 g22.4 L

NH3

1 mol

17 g22.4 L

6.02 1023

Partículas

He22.4 L

Cl222.4 L 22.4 L

28.2 cm

1

mol

28.2

cm

28.2 c

m



218

Problemas resueltos

Apliquemos los conocimientos adquiridos hasta ahora en la resolución de problemas.

¿Cuántos gramos de o xígeno habrá en 10 L de este gas medidos en condiciones npt (normales de presión y temperatura: 1 atm y 273 K)?

En primer lugar se obtiene la mol de oxígeno (O2).

O2

O: 16 × 2 = 32 g

Esos 32 g ocupan un volumen de 22.4 L. Se plantea el problema y se realizan las opera-ciones correspondientes para llegar a la solución.

32 g _______ 22.4 L x g _______ 10 L

x =32 g × 10 L

22.4 L

x =14.2 g

¿Qué volumen ocupan 56 g de nitrógeno medidos en condiciones npt?

N2:

N :14× 2 = 28 g 28 g _______ 22.4 L

56 g _______ x L

x =56 g × 22.4 L

28 g

x = 44.8 g L

Se plantea y se resuelve.

Ejercicio

Resuelve los siguientes problemas en condiciones NPT.

Masa de 67.2 L de O2: ______________ g Volumen de 5 g de CO2: _____________ L

Volumen de 20 g de NH3: ___________ L Masa de 20 L de H2: ________________ g

Volumen de 15 g de HCl: ___________ L Masa de 11.2 L de CO: ______________ g

Masa de 11.2 L de N2: ______________ g Masa de 22.4 L de He: ______________ g

Volumen de 1.5 moles de O2: _________ L Volumen de 100 g de O2: ____________ L



Composición porcentual de un compuesto

Fórmula real de un compuesto

Relaciones ponderales

Mol-mol

Mol-masa

Masa-mol

Masa-masa

Cálculos estequiométricos

Relaciones volumétricas

Volumen-masa

Masa-volumen

Volumen-volumen

Porcentaje de rendimiento

en laspara

determinar el

conocer la

determinar la

como


Has visto que las sustancias químicas se representan mediante fórmulas. Éstas mues-tran la composición atómica de las moléculas, con los símbolos de los elementos presentes en tales sustancias. Así, NaCl es la fórmula del cloruro de sodio donde los constituyentes son el sodio (Na) y el cloro (Cl). Los subíndices se emplean para in-dicar el número relativo de átomos de cada elemento, el subíndice uno (1) se sobre-entiende.

Por ejemplo, la fórmula del agua, H2O, indica que cada molécula contiene 2 áto-mos de hidrógeno y 1 de oxígeno; la fórmula del cloruro de sodio, NaCl, muestra la presencia de igual número de átomos de los elementos sodio y cloro; la fórmula del sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, especifica 2 átomos de aluminio, Al, por cada 3 gru-pos sulfato, SO4, a su v ez, cada grupo de sulfato tiene 1 átomo de azufr e y 4 de oxígeno, por lo que la fórmula Al 2(SO4)3 contiene en total 2 átomos de aluminio, 3 de azufre y 12 de oxígeno.

Composición porcentualConoces que los átomos de un mismo elemento no son exactamente iguales en su masa, es por eso que las masas atómicas que se consignan en la tabla periódica son fraccionarias, y corresponden al promedio de las masas de los distintos isótopos que forman un elemento dado.

¿Sabías que...?

La masa de los átomos se concentra en su núcleo y la unidad para medirla es 1

12 de la masa del isótopo 12 de carbono llamado unidad de masa atómica (u).

Mapa conceptual 6.2



220

La siguiente tabla muestra ejemplos del enter o más próximo a la masa atómica para facilitar los cálculos.

Figura 6.9 Porcentaje en masa de los elementos del geraniol La gráfica de sectores muestra la composición del geraniol en términos de porcentaje en masa de los elementos.

Elemento Símbolo Masa atómica Entero más próximo

Hidrógeno H 1.00797 u 1

Oxígeno O 15.9994 u 16

Carbono C 12.01115 u 12

Magnesio Mg 24.312 u 24

Elemento Símbolo Masa atómica Entero más próximo

Sodio

Nitrógeno

Calcio

Aluminio

Fósforo

Hierro

Cloro

Potasio

Bromo

Plata

¿Sabías que...?

El geraniol es el componente que le da el olor a las rosas, y su fórmula es C10H18O.

Ejercicios

Consulta la tabla periódica y contesta los datos que se piden:

Las moléculas están constituidas por 1, 2 o más átomos, y para obtener la masa de las moléculas (masa molecular) se suman las masas atómicas de los átomos que las constituyen. Observa el ejemplo.

Molécula de agua (H2O) formada por 2 átomos de hidrógeno cuya masa atómica es 1 u y 1 átomo de oxígeno cuya masa atómica es 16 u.

C77.9%

H11.7% O

10.4%

Símbolo

Masa atómica

Nombre

Número atómico

Estado de la materiaSólidoLíquidoGas

Sintético



Si sumamos las masas de estos átomos, obtendremos 18 u, que es la masa mo lecu-lar del agua.

H2O

H – 1 × 2 = 2 u O – 16 × 1 = 16 u 18 masa molecular

Como puedes observar, la masa de cada átomo se multiplica por el númer o de átomos que forman parte de la molécula.

Un símbolo representa:El elemento en general; un átomo de este elemento; su masa atómica.

• Con O entenderemos:El elemento oxígeno (O); un átomo de este elemento; 16 u (su masa atómica).

La fórmula representa:La sustancia en general; una molécula de esta sustancia; los átomos que la consti-tuyen; su masa molecular.

• Con H2O entenderemos:La sustancia agua; una molécula de agua; la molécula formada por 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno, 18 u (su masa molecular).

Para obtener la masa molecular del ácido sulfúrico (H 2SO4) se multiplica por 2 la masa atómica del hidrógeno (H), por 1 la masa atómica del azufre (S) y por 4 la masa atómica del oxígeno (O), sumando al final dichos productos.

H2SO4

H – 1 × 2 = 2 u S – 32 × 1 = 32 u O – 16 × 4 = 64 u 98 u masa molecular

Ahora obtengamos la masa molecular del fosfato de calcio.

Ca3(PO4)2

H

H1 u

1 u

16 uO



222

Como te puedes dar cuenta, el (PO4) está afectado por el subíndice 2, (PO4)2, lo cual indica que hay 2 átomos de fósforo (P) y 8 de oxígeno (O).

Ca3(PO4)2 Ca – 40 × 3 = 120 u P – 31 × 2 = 64 u O – 16 × 8 = 128 u 310 u masa molecular

Ejercicios

Calcula, aproximando a enteros, la masa molecular de los siguientes compuestos.

1. Trióxido de dinitrógeno, N2O3

________________________________________________________________

2. Fosfato de calcio, Ca3(PO4)2

________________________________________________________________

3. Carbonato de potasio, K2CO3

________________________________________________________________

En los problemas de cálculo estequiométrico resulta muy útil conocer la composi-ción porcentual de las sustancias.

Veamos cómo se obtiene el porcentaje de los constituyentes que forman distintos compuestos.

Sabemos que los constituyentes del agua son hidrógeno y oxígeno. Así, al calcular la composición porcentual del agua, indicamos el porcentaje (%) de hidrógeno y de oxígeno.

Para ello necesitamos una cantidad que r epresente 100%, obviamente esa canti-dad es la masa molecular que en el caso del agua es 18 u. Ahora bien, de esas 18 u 2 son de hidrógeno y 16 de oxígeno.

H2O

H – 1 × 2 = 2 u O – 16 × 1 = 16 u 18 u

Para obtener el porcentaje de hidrógeno se procede de la siguiente forma:

18 : 100 :: 2 : x

x ∙ ×100 2

18

x = 11.1%



Para el oxígeno:

18 : 100 :: 16 : x

x = 100×16

18

x = 88.8%

Si sumamos dichos porcentajes debemos obtener 100%.

H – 11.1% O – 88.8% 99.9%

Obtuvimos 99.9% y debido a que en las divisiones quedaron residuos, el cálculo es correcto.

Problemas resueltos

Hagamos el siguiente ejercicio paso a paso.Primero se obtiene la masa molecular del compuesto. Después, tomando la masa molecular como el 100%, se determinan las proporciones de

las masas de cada uno de los constituyentes. En seguida calculamos la composición porcentual del hidróxido de sodio (NaOH):

NaOH

Na – 23 × 1 = 23 u O – 16 × 1 = 16 u H – 1 × 1 = 1 u 40 u

Para el sodio:

40 : 100 :: 23 : x

x = 100× 23

40

x = 57.5 Sodio (Na) – 57.5%

Para el oxígeno:

40 : 100 :: 16 : x

x = 100×16

40 x = 40 Oxígeno (O) – 40%



224

Para el hidrógeno:

40 : 100 :: 1 : x

x = 100×1

40 x = 2.5 Hidrógeno (H) – 2.5%

Finalmente sumamos los porcentajes:

Na – 57.5% O – 40.0% H – 2.5% 100.0%

En este caso la suma de los porcentajes es 100, ya que en divisiones no hubo residuos.

Ejercicios

1. Calcula el porcentaje de aluminio (Al) que hay en el óxido de aluminio Al2O3.

___________________________________________________________________

2. Calcula la composición porcentual del hidróxido de amonio NH4OH.

___________________________________________________________________

Fórmulas empíricasLa fórmula empírica refiere la proporción en números enteros de los átomos de cada elemento en un compuesto (NaCl, H2SO4, CaBr2, etcétera).

Fórmulas molecularesLa fórmula molecular representa el número real de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto (H2O, C6H6, NH3, etcétera).

En este momento vale la pena aclarar que la fórmula molecular del benceno (com-puesto covalente) es C6H6 aunque su fórmula empírica es CH. D e manera funda-mental, la fórmula empírica se aplica a los compuestos iónicos; no obstante, también se utiliza para expresar la mínima relación entre el número de átomos en las molécu-las de los compuestos covalentes.

Con respecto al cloruro de sodio (y los compuestos iónicos en general) no se pue-de hablar de moléculas sencillas, ya que se trata de una combinación de muchos io-nes sodio (Na+) con muchos iones cloruro (Cl–). De ahí que, estrictamente, la mol se refiere a compuestos covalentes y para indicar el mismo concepto, sobre compues-tos iónicos, se usa la expr esión peso (masa) fórmula gramo, aunque algunos autores emplean el término mol cuando se hace r eferencia a la masa molecular gramo y a la masa fórmula gramo. Nosotros utilizaremos el término mol indistintamente.


empírica (Latín) empir�̆cus (y éste del griego) §μ en, πειρåƒ experimenter.Referente a lo experimental.



Fórmula real La fórmula real de un compuesto puede ser la fórmula empírica o un múltiplo entero de ella. Para determinar la fórmula r eal de un compuesto es necesario conocer , en primer lugar, la fórmula empírica y la masa molecular de dicho compuesto . Ahora bien, para conocer la fórmula empírica debemos saber la composición porcentual del compuesto y las masas atómicas de sus constituyentes.

Problemas resueltos

1. Para calcular la fórmula real de un compuesto que contiene 85.62% de carbono y 14.28% de hidrógeno, y una masa molecular de 56, se procede de la siguiente manera.

Constituyentes Masa atómica at-g

Carbono 12 12 g

Hidrógeno 1 1 g

Se consideran como base 100 g de compuesto, por lo que su composición porcentual nos indica que existen:

85.62 g de carbono14.28 g de hidrógeno

En seguida se calcula el número de at-g (átomo-gramo) de cada constituyente. Para el carbono:

1 at-g _____________ 12 g x at-g _____________ 85.62 g

x = 85.62 g ×1 at – g

12 g x = 7.13 at-g

Para el hidrógeno:

1 at-g _____________ 1 g x at-g _____________ 14.28 g

x = 14.28 g ×1 at – g

1 g

x =14.28 at-g

Por tanto, C: 7.13 at-g H: 14.28 at-g



226

Posteriormente se determina la relación entre estas cantidades dividiéndolas entre el nú-mero más pequeño que hayas encontrado.

C: x = 7 137 13. –. –

at gat g = 1

H: x = 14 287 13

. –. –

at gat g = 2

Por lo que la fórmula empírica es:

CH2

La fórmula real puede ser esta fórmula empírica o un múltiplo de ella, y se represen-ta de la siguiente manera:

(CH2)n

donde n indica el número por el que se deben multiplicar los subíndices encontrados.Para calcular n es necesario conocer la masa molecular del compuesto. En este ejemplo es

de 56. El conjunto CH2 tiene una masa molecular de:

C: 1 × 12 = 12 (1 átomo por su masa atómica) H: 2 × 10 = 2 (2 átomos por su masa atómica) 14 masa molecular de CH2 de la fórmula real (CH2)n = 56

Luego 14 n = 56

n =

56 14

n = 4

La fórmula real del compuesto será

(CH2)n = (CH2)4 = C4H8

2. Encuentra la fórmula real de un compuesto que contiene 75.8% de arsénico y 24.2% de oxígeno. Con una masa molecular de 199.3.

1 at-g de arsénico 75 g1 at-g de oxígeno 16 g

En 100 g del compuesto habrá:

75.8 g de arsénico24.2 g de oxígeno

Átomos gramos de cada constituyente:

Arsénico: 75.875 = 1

Oxígeno: 24.216 = 1.5



Relación entre estas cantidades encontradas

Arsénico: 11= 1

Oxígeno: 1.51 = 1.5

Fórmula empírica

As1O1.5

Como no puede haber fracciones de átomo en las moléculas, los subíndices encon-trados se multiplican por 2 y se obtiene:

As2O3

La fórmula real se determina con

(As2O3)n

Para calcular n se sabe que la masa molecular del compuesto es 199.3. E l conjunto As2O3 tiene masa molecular de 199.3, luego

(199.3)n = 199.3

n = 199.3 199.3 n = 1

La fórmula real es

(As2O3)n (As2O3)1 = As2O3

3. Determina la fórmula real de un compuesto del que se ha encontrado que está formado por 32.4% de sodio, 22.5% de azufr e y 45.1% de oxígeno. Su masa molecular es 142. Esta sustancia por cada 100 g contiene:

32.4 g de sodio 22.5 g de azufre 45.1 g de oxígeno

Al consultar la tabla de masas atómicas se determina que 1 at-g de cada constituyente equivale a

Na: 23 g S: 32 g O: 16 g

Ahora se determina el número de at-g que hay en los 100 g de la muestra.

Na : 32. 4

23 = 1.4

S : 22.532 = 0.7

O : 45.116 = 2.9



228

La relación entre estos números es:

Na : 1.40.7 = 2

S : 0.70.7 = 1

O : 2.90.7 = 4

La fórmula empírica es:

Na2SO4

y su fórmula real

(Na2SO4)n

El conjunto de átomos r epresentado por la fórmula Na2SO4 tiene una masa molecular de 142 y la masa molecular del compuesto es 142.

Entonces (142)n = 142

n = 142142

n = 1

(Na2SO4)n = (Na2SO4)1 = Na2SO4

Figura 6.10 Compuestos de la fórmula empírica CH2O En cada uno de estos compuestos, la relación de átomos es 1C:2H:1O. Como una molécula de cada compuesto tiene diferente número de cada átomo, es un compuesto diferente con su propia fórmula molecular.

Ejercicios

Encuentra la fórmula empírica (simple) de un compuesto que tiene la siguiente composición porcentual: Na = 19.3%, S = 26.9% y O = 53.8%. Determina además su fórmula real si sabes que su masa molecular es 238.



Constituyentes at-g g × 100 de la muestra at-g en la muestra Relación

Sodio

Azufre

Oxígeno

Fórmula empírica: ______________________________________________________

Masa molecular en este conjunto: __________________________________________

Masa molecular de la muestra: 238 _________________________________________

Relación entre las masas (n): ______________________________________________

Fórmula real: __________________________________________________________

La unidad de masa que se ha utilizado es el gramo; se entiende por mol la masa molecu-lar expresada en gramos (obtenida de la fórmula que representa a determinado compues-to, ya sea empírica o molecular) y por at-g la masa atómica expresada en gramos.

Relaciones ponderalesUna ecuación química balanceada nos proporciona suficiente información para rea-lizar cálculos estequiométricos referidos a las sustancias que intervienen en ella. Por ejemplo, durante la combustión del metano se produce dióxido de carbono y agua. La representación de esta reacción sería:

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O

De manera cualitativa esta ecuación nos muestra que reacciona el metano con el oxígeno para producir dióxido de carbono y agua; pero cuantitativamente, y esto es lo importante, en estequiometría nos indica que 1 molécula de metano se combina con 2 moléculas de oxígeno para producir 1 molécula de dióxido de carbono y 2 de agua.

Figura 6.11 Reacción del metano con el oxígeno.

Además, la fórmula indica la masa molecular, por lo cual se deduce que:

16 u + 2(32) u → 44 u + 2(18) u 16 u de CH4 + 64 u de O2 → 44 u de CO2 + 36 u de H2O

HC CH

H

H

O O

O O

O

O O

H H

OH H

Metano Oxígeno Dióxido de carbono Agua

+ +



230

Como en la práctica es imposible trabajar con moléculas individuales, a niv el molar se tiene que

lo que expresado en gramos es:

16 g de CH4 + 64 g de O2 → 44 g de CO2 + 36 g de H2O 16 g + 64 g → 44 g + 36 g

Aquí podemos plantear un problema.¿Cuántas moles de metano (CH4) reaccionando con el suficiente oxígeno (O2) se

necesitan para obtener 4 moles de agua (H2O)?La ecuación nos indica que con 1 mol de metano (CH 4) se obtienen 2 de agua

(H2O) por lo que se establece la relación

1 mol CH4 _____________ 2 moles H2Ox moles CH4 _____________ 4 moles H2O

x = 1 mol CH4 × 4 moles H2O

2 moles H2O

x = 2 moles CH4

Para resolver problemas de este tipo, en primer lugar se escribe la ecuación balan-ceada que representa a la reacción indicada en el problema.

En seguida se lee con atención el problema para saber qué se pregunta y cuáles son los datos que se proporcionan.

Después se identifican las sustancias en la ecuación y se escriben en la parte supe-rior de sus fórmulas los datos que se han obtenido al leer el pr oblema. En seguida, en la parte inferior de estas mismas fórmulas, se escribe la masa en moles o gramos que indican.

De la disposición de tales datos en la ecuación se establece la r elación y se hacen las operaciones correspondientes, se obtiene el resultado. (Es obvio que con la prác-tica, el planteamiento se puede hacer de manera directa.)

Problemas resueltos

Mol-molVamos a calcular la cantidad en moles que se obtienen de sosa cáustica (hidróxido de sodio, NaOH) cuando r eaccionan totalmente 0.45 mol de cal apagada (hidr óxido de calcio, Ca(OH)2, con carbonato de sodio (Na2CO3):

Ecuación (2) (1) 0.45 mol x Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2NaOH + CaCO3 1 mol 2 moles (3) (4)

1 molde metano

2 molesde oxígeno

1 mol de dióxido

de carbono

2 molesde agua+ → +



Leamos detenidamente el problema. “... calcular la cantidad en moles que se obtienen de sosa cáustica (hidr óxido de sodio,

NaOH)...”. Aquí está la pregunta: se escribe x sobre la fórmula NaOH de la ecuación (1).Continuamos la lectura: “... cuando r eaccionan totalmente 0.45 mol de cal apagada [hidr óxido de calcio,

Ca(OH)2]…”. Aquí encontramos un dato, se escribe 0.45 mol sobre la fórmula Ca(OH)2 (2).

“... con carbonato de sodio (Na2CO3)”.

Del carbonato de sodio no se pr egunta ni se proporciona ningún dato; por eso no se le considera para resolver el problema.

En seguida se obtienen y se escriben las moles que indican las fórmulas de las sustancias identificadas, en la parte inferior de las mismas:

Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2NaOH + CaCO3

1 mol 2 moles (3) (4)

Se plantea el problema.

0.45 moles _____________ x 1 mol _____________ 2 moles

x = 0.45 mol × 2 moles

1 mol x = 0.9 mol

Por tanto, el resultado es que se obtienen 0.9 mol de NaOH.

Mol-masa¿Cuántos gramos de nitruro de magnesio (Mg3N2) se obtienen cuando reaccionan 3.2 moles de amoniaco (NH3) con el suficiente magnesio (Mg)?

Ecuación

(2) (1) 3.2 moles x g 2NH3 + 3Mg → Mg3N2 + 3H2

2 moles 100.9 g (3) (4)

“¿Cuántos gramos de nitruro de magnesio (Mg3N2) [...(1)] se obtienen cuando reaccio-nan 3.2 moles de amoniaco (NH3)[... (2)]”

NH3 Mg3N2

2 moles (3) 100.9 g (4) Mg: 24.3 × 3 = 72.9 N: 14 × 2 = 28 100.9 g

Las unidades empleadas para las sustancias deben ser congruentes. Se plantea

3.2 moles _____________ x g 2 moles _____________ 100.9 g



232

x =

3.2 moles ×100.9 g2 moles

x = 161.44 g

Se obtienen 161.44 g de Mg3N2.

Masa-mol¿Cuántas moles de ácido clorhídrico (HCl) en r eacción total con dió xido de manganeso (MnO2) se necesitan para obtener 10 g de cloruro de manganeso (MnCl2)? Ecuación

(1) (2) x moles 10 g 4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2H2O 4 moles 125.9 g (3) (4)

“¿Cuántas moles de ácido clorhídrico (HCl)...” (1) “... reaccionando totalmente con dióxido de manganeso (MnO2) se necesitan para obte-

ner 10 g de cloruro de manganeso (MnCl2)?” (2)

HCl MnCl2 4 moles (3) 125.9 g (4) Mn: 54.9 × 1 = 54.9 Cl: 35.5 × 2 = 71.0 125.9 g (4)

Se plantea

x moles _____________ 10 g 4 moles _____________ 125.9 g

x = 4 10

125 9moles g

g×

.

Se necesitan 0.31 mol de HCl.

Figura 6.12 Método del mol Primero se convierte la cantidad de reactivo (en gramos u otras unidades) a número de moles. Luego se utiliza la razón proporcional de moles en la ecuación ajustada para calcular el número de moles de producto formado. Finalmente, se convierten los moles de producto en gramos de producto.

Masa-masaSe requiere neutralizar 50 g de ácido sulfúrico (H 2SO4). ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio (NaOH) se deben emplear?

Ecuación

(1) (2) 50 g x H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O 98 g 80 g (3) (4)

Masa de reactivo

→ Moles de reactivo

→ Moles de producto

→ Masa de producto



“Se requiere neutralizar 50 g de ácido sulfúrico (H2SO4)...” (1)“¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio (NaOH)…” (2)

H2SO4 NaOH 1 mol 2 moles

H: 1 × 2 = 2 Na: 23 × 1 = 23 S: 32 × 1 = 32 O: 16 × 1 = 16 O: 16 × 4 = 64 H: 1 × 1 = 1 98 g 2(40) g (3) (4)

Se plantea

50 g _____________ x 98 g _____________ 80 g

x = 50 g ×80 g

98 g

x = 40.8 g

Se necesitan 40.8 g de NaOH.

Ejercicios

1. Según la ecuaciónCaO + H2O → Ca(OH)2

¿cuántos gramos de hidr óxido de calcio, Ca(OH) 2, se obtienen al r eaccionar 500 g de óxido de calcio (CaO)?

Resultado: _________________________________________________________

2. En la siguiente ecuación

Mg + CuSO4 → MgSO4 + Cu

¿cuántos gramos de magnesio, Mg, reaccionando totalmente con sulfato de cobre II son necesarios para obtener 2.5 moles de cobre, Cu?

Resultado: _________________________________________________________

3. Se necesitan 100 g de hierro (Fe). ¿Cuántas moles de óxido de hierro III (Fe2O3) deben reducirse con monóxido de carbono (CO)?

Ecuación

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2

Resultado: _________________________________________________________

4. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono (CO2) se producen al reaccionar 50 g de carbo-nato de sodio (Na2CO3) con suficiente ácido clorhídrico (HCl)?

Ecuación

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O

Resultado: _________________________________________________________



234

Relaciones volumétricasCon los elementos vistos anteriormente, podemos r ealizar cálculos a partir de reac-ciones que impliquen masas y v olúmenes, bajo condiciones NPT. Es indispensable usar unidades congruentes en las sustancias consideradas: gramos con gramos, litros con litros, moles con moles, etcétera.

Problemas resueltos

Masa-volumen¿Cuántos litros de dióxido de carbono (CO2) se obtienen cuando se descomponen totalmen-te 20 g de carbonato de calcio (CaCO3)?

(2) (1) 20 g x L CaCO3 → CaO + CO2 100 g 22.4 L (3) (4)

“¿Cuántos litros de dióxido de carbono (CO2)···” (1), “se obtienen cuando se descom-ponen totalmente 20 g de carbonato de calcio (CaCO3)?” (2)

Moles de CaCO3 (en gramos):

Ca: 40 × 1 = 40 C: 12 × 1 = 12 O: 16 × 3 = 48 100 g (3)

Moles de CO2 (en litros): 22.4 L (4)Se plantea:

20 g ______________ x L 100 g ______________ 22.4 L

x =

20 g × 22.4 L100 g

x = 4.48 L

Con 20 g de CaCO3 se obtienen 4.48 L de CO2.

Volumen-masa“¿Cuántos gramos de clorato de potasio (KClO3) se necesitan para obtener 10 L de oxígeno (O2)?”

Ecuación:

(1) (2) x g 10 L 2KClO3 → 2KCl + 3O2 245 g 67.2 L (3) (4)



“¿Cuántos gramos de clorato de potasio (K ClO3) ...” (1), “... se necesitan para obtener 10 L de oxígeno (O2)?” (2)

Moles de KClO3 (en gramos):

K: 39 × 1 = 39 Cl: 35.5 × 1 = 35.5 O: 16 × 3 = 48 122.5 g × 2 = 245 g (2 moles) (3)

Moles de O2 (en litros): 22.4 L × 3 67.2 L (4)

Se plantea: x g _______________ 10 L 245 g ________________ 67.2 L

x =

245 g × 67.2 L67.2 L

x = 36.4 g

Para obtener 10 L de O2 se necesitan 36.4 g de KClO3.

Volumen-volumenAhora calculemos el volumen, en litros, de oxígeno (O2) que reacciona totalmente con bisul-furo de carbono (CS 2), que es necesario para obtener 50 L de dió xido de azufre (SO2) en condiciones npt :

Ecuación: (1) (2) x L 50 L CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2

3(22.4) 2(22.4) = 67.2 L = 44.8 L (3) (4)

“Calcular el volumen de oxígeno (O2) en litros...” (1), “... que reaccionando totalmente con disulfuro de carbono (CS2), se necesita para obtener 50 L de dióxido de azufre (SO2) en condiciones npt ”. (2)

Se plantea: x _____________ 50 L 67.2 L _____________ 44.8 L

x =

67.2 L × 50 L44.8 g

x = 75 L

Se necesitan 75 L de O2.

Reactivo limitante y en exceso

En los problemas vistos con anterioridad se emplean expr esiones como “reacción total”, “con el suficiente...”, esto significa que la sustancia a que nos r eferimos reac-ciona totalmente y r ecibe el nombr e de reactivo limitante. En otras palabras, un reactivo limitante se consume por completo en una reacción, mientras que el reacti-vo en exceso es el que se encuentra en mayor proporción estequiométrica, o como su nombre lo indica, está en exceso.



236

Figura 6.13 Una mezcla de 5 moléculas de CH4 y 3 moléculas de H2O experimentan la reacción CH4(g) + H2O(g) → 3H2(g) + CO(g). Observa que las moléculas de H2O se consumen primero y quedan 2 moléculas de CH4 sin reaccionar.

Hagamos el siguiente ejercicio:¿Cuántos gramos de óxido de magnesio (MgO) se obtienen cuando reaccionan 10 g

de magnesio (Mg) con 20 g de oxígeno (O2)?

Ecuación: 2Mg + O2 → 2MgO

De acuerdo con la ecuación, 2 moles de magnesio (Mg):

24.3 × 2 = 48.6 greaccionan con una mol de oxígeno (O2): 16 × 2 = 32 g

Luego, 48.6 g Mg _____________ 32 g O2

10 g Mg _____________ x g O2

x =

10 g Mg × 32 g O2

48.6 g Mg

x = 6.5 g O2

Es decir, los 10 g de Mg r eaccionan con 6.5 g de O2; por lo tanto, el reactivo li-mitante es el Mg, mientras que el r eactivo en exceso es el O 2. Al sumar estas dos cantidades (10 g + 6.5 g) se determina que se obtienen 16.5 g de MgO.

Figura 6.14 Al comienzo de la reacción son 8 moléculas de NO y 7 moléculas de O2. Al final, todas las moléculas de NO han desaparecido, y sólo quedan 3 moléculas de O2. Por tanto, el NO es el reactivo limitante y el oxígeno está en exceso. Cada molécula puede ser tratada como si fuera 1 mol de sustancia en la reacción.

Antes del inicio de la reacción

Después que se completóla reacción

NO O2 NO2



Porcentaje de rendimientoEn los problemas hasta aquí vistos, los cálculos son teóricos y el pr oducto, en reali-dad, es menor que el calculado a partir de las relaciones estequiométricas. Son varios los factores que intervienen para que esto suceda; por ejemplo, algunos reactivos no reaccionan totalmente, la r eacción puede ser r eversible, etcétera. Sin embargo, en química industrial es muy importante conocer el porcentaje de rendimiento que se obtiene, como se indica a continuación:

Porcentaje de rendimiento = Producción real

Producción teórica×100

A continuación te presentamos un ejemplo:Se ha encontrado que al r eaccionar 120 g de eteno (C 2H4) con el suficiente o xí-

geno se obtienen 180 g de ó xido de etileno (C 2H4O). Estos 180 g r epresentan la producción real. La producción teórica del C2H4O se obtiene en la forma acostum-brada:

Ecuación: 120 g x g

2C2H4 + O2 → 2C2H4O 2(28) = 56 g 2(44) = 88 g 120 g ___________ x 56 g ____________ 88 g

x = 120 g ×88 g 56 g

56g

x = 188.5 g; la producción teórica de C2H4O

% de rendimiento: 180g 180.5 × 100 = 0.954 × 100

Porcentaje de rendimiento: 95.4%.

Ejercicios

Resuelve los siguientes problemas1. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico (H 2SO4), en reacción con zinc (Zn), se necesitan

para obtener 10 L de hidrógeno (H2)? Ecuación H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2

Resultado: _________________________________________________________

2. ¿Cuántos litros de amoniaco (NH 3) se obtienen cuando r eaccionan 20 g de nitr ógeno (N2) con suficiente hidrógeno (H2)?

Ecuación 3H2 + N2 → 2NH3

Resultado: _________________________________________________________



238

3. ¿Qué volumen de oxígeno (O2) se necesita para la combustión completa de 10 g de bi-sulfuro de carbono (CS2)?

Ecuación CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2

Resultado: _________________________________________________________

4. ¿Cuántos gramos de peróxido de hidrógeno (agua oxigenada, H2O2) se necesita descom-poner para obtener 4 L de oxígeno (O2)?

Ecuación 2H2O2 → 2H2O + O2

Resultado: _________________________________________________________

Recientes estudios revelan la posibilidad de que el alcohol metílico, conocido como metanol, sería un buen sustituto de la gasolina, con lo cual disminuiría la emisión de contaminan-tes a la atmósfera.

Una de las ventajas del metanol es que reacciona casi en su totalidad con el oxígeno en el motor del automóvil, a dife-rencia de la gasolina, por lo que libera mínimas cantidades de contaminantes a la atmósfera. En comparación con la gasoli-na, el metanol produce menos monóxido de carbono (CO) en el escape.

Como sabemos, el monóxido de carbono no sólo es tóxi-co, también provoca la formación de dióxido de nitrógeno mediante la reacción

CO(g) + O2(g) + NO(g) – + CO2(g) + NO2(g)

El dióxido de nitrógeno es un gas café que permite la for-mación de ozono y lluvia ácida.

La idea de usar el metano como combustible automotriz no es una idea nueva. En algunas competencias de autos de carreras los coches sólo deben usar alcohol metílico, porque tiene características antigolpe, incluso a la alta velocidad a la que estos motores funcionan.

Pero el metanol presenta también algunos inconvenien-tes. Uno de ellos es el bajo rendimiento por kilómetros reco-rridos; en una determinada distancia, se consumiría el doble de litros de metanol que de gasolina, y por lo mismo el tan-que del automóvil debe ser del doble de tamaño.

Además, el costo promedio del metanol es equivalente a la mitad del precio de la gasolina, de manera que el monto neto es aproximadamente igual para ambos combustibles.

Otra desventaja del metanol es su alta afinidad por el agua que provoca condensaciones de la atmósfera, las cuales per-miten aumente la corrosión tanto en el tanque como en las líneas de combustible.

El problema más grave del metanol es su tendencia a for-mar formaldehído, HCHO, en el proceso de combustión. Se cree que el formaldehído es cancerígeno (sustancia que pro-voca cáncer). También provoca la formación de ozono en la atmósfera, que da lugar a contaminación más grave. Los in-vestigadores trabajan en los convertidores catalíticos para los sistemas de escape, con el fin de ayudar a descomponer el formaldehído.

Debido a que el acceso a esta sustancia es limitado, en la actualidad se están preparando automóviles en Estados Uni-dos que puedan funcionar tanto con metanol como con gaso-lina. Estos vehículos pronto se probarán a gran escala en el estado de California.

Es muy probable que en pocos años tu coche usará meta-nol en lugar de gasolina.

Adaptado de Steven Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed., McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 257.

El alcohol metílico: ¿combustible con futuro?Lectura



Normalización de volúmenes

Ajustar el volumen de un gas

Condiciones normales de presión y temperaturas

Presión de 760 torr temperatura de 273 K

que es

Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Gay-LussacLey de los gases

perfectosLey general del estado

gaseoso

en

es decir

de acuerdo con la


¿Sabías que...?

Debido a que la escala Kelvin mide temperaturas sobre el cero absoluto, todas las lecturas son positivas. Por ello, la escala Kelvin se llama escala de temperatura absoluta, y como en la Celsius las divisiones se llaman grados (°C), en la escala Kelvin se llaman kelvins (K) sin especifi car grados.

¿Sabías que...?

La unidad de presión torr equivale a la presión que ejerce una columna de Hg de 1 mm de altura. Lleva este nombre en honor a Evangelista Torricelli (1608-1647), físico y matemático italiano, quien realizó el descubrimiento del principio del barómetro, por el que pasó a la posteridad.

Mapa conceptual 6.3

En las r elaciones volumétricas anteriores se han considerado condiciones npt , es decir, temperatura 273 K y presión 760 torr normales.

Al emplear las ley es de los gases siempr e se dan temperaturas absolutas, K = °C + 273.

La temperatura normal corresponde a la absoluta (Kelvin) a 273. Esto es debido a que teóricamente muchos gases ocuparían un v olumen de 0 a –273 °C o 0 K. La escala absoluta se inicia en 0 K y no tiene temperaturas negativas.

A estas condiciones se les llama normales pero no comunes, ya que en la realidad se dan condiciones diferentes, por ejemplo, medir el volumen de un gas en el labo-ratorio implica que la presión sea de 740 torr y la temperatura de 18 °C.

A continuación veremos cómo puede ajustarse el v olumen de un gas medido en condiciones no normales al volumen que ocuparía en condiciones npt .

Ley de BoyleA temperatura constante, el volumen ocupado por un gas es inv ersamente propor-cional a la presión.

V1 = KP1

(K = constante de proporcionalidad)

K depende de la masa y la temperatura y si éstas no varían entonces


240

Figura 6.16 Aparato para estudiar la relación entre la presión y el volumen de un gas En a) la presión del gas es igual a la presión atmosférica. La presión ejercida sobre el gas aumenta desde a) hasta d) a medida que se agrega mercurio, y el volumen del gas disminuye, como predice la ley de Boyle, la presión adicional ejercida sobre el gas se nota por la diferencia entre los niveles de mercurio (h mmHg). La temperatura del gas se mantiene constante.

Figura 6.15 Ley de Boyle.


presión (Latín) pressum apretar, retener. Acción o efecto de apretar o comprimir.

V2 = KP2de donde

P1V1 = P2V2

(1 = condiciones iniciales, 2 = condiciones finales)


240

a)

Gash

b)

h

c)

h

d)

Volu

men

Temperatura

0 K 273 K 546 K

PV

V = 2V1 P = 2P1

12

P = P1

12

V = V1

Ley de CharlesA presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la tempe-ratura absoluta que soporta.

V1 = KT1

V1 = KT1


241241

Figura 6.17 Modelo de la ley de Charles Cuando un globo es calentado, la temperatura del aire en su interior aumenta, así como la energía cinética promedio de las partículas de aire. Las partículas ejercen mayor fuerza sobre el globo, pero la presión interior no aumenta más allá de la presión inicial porque el globo se expande.Cuando el globo se enfría, disminuye la temperatura del aire del globo y también la energía cinética de las partículas de aire. Éstas se mueven más lento y chocan con el globo con menos frecuencia y menos fuerza. El globo se contrae y la presión del aire del globo se mantiene en equilibrio con la presión atmosférica.

Investiga

Qué pasaría con los fl uidos de tu cuerpo si la presión que ejerce la naturaleza desapareciera.

Si la masa y la presión no varían, K no varía; entoncesV2

T2= K

y por lo tantoV1

T1 =

V2

T2

Ley de Gay-LussacA volumen constante, la presión de una masa gaseosa es directamente proporcional a la temperatura que soporta.

P1 = KT1

Como la masa y el volumen no varían, entonces

P2 = KT2

por lo tantoP1

T1

= = P2

T2

De la combinación de las ecuaciones tendremos:

P1V1

T1 =

P2V2

T2

a la que se le conoce como ecuación o ley de los gases perfectos.

Problemas resueltos

Resolvamos los siguientes problemas aplicando las leyes de los gases.

1. Considérese la temperatura constante para calcular el volumen que ocuparía una masa de oxígeno a presión normal, si ocupa 20 L a 750 torr.


Aumento de tempera

tura Disminución de temperatura


La temperatura constante es considerada en la ley de Boyle.

Ecuación: P1V1 = P2V2

V2 = P1V1

P2

V2 = 750 torr × 2 L

760 torr

V2 = 19.7 L

2. A presión constante, cier ta cantidad de nitr ógeno (N2) ocupa un v olumen de 8 L a 20 °C. ¿Cuál será su volumen a temperatura normal?

La ley de Charles considera la presión constante.

Ecuación:

V1

V1

=V2

T2

V2 =V1T2

T1

V2 =8 L × 273 K

(20+ 273) K=

8 L × 273 K293 K

= 7.4 L

V2 = 7.4 L

3. Un depósito, cuyo volumen no varía, contiene acetileno (C2H2) y a 15 °C su presión es de 2.5 atm. Calculemos la pr esión que ejerce este gas cuando la temperatura se elev a a 40 °C.

La ley de Gay-Lussac considera el volumen constante.

Ecuación

P1

T1

=P2

T2

P2 =P1T2

T1

P2 = 2.5 atm (40+ 273) K(15+ 273) K

P2 = 2.7 atm

4. Se tienen 30 L de hidrógeno a 25 °C y una presión de 800 torr. ¿Cuál será su volumen a 35 °C y a una presión de 1.5 atm?

Si empleamos la ley general de los gases.

Ecuación

P1P1

T1 =

P2V2

T2


242

=

=

=

=

= =

=

=

=

=


De donde

V2 =P1V1T2

P2T1

V2 =800 torr × 30 L × (35+ 273) K

1.5× 760 torr × 298 K

V2 =7 392 000 L

339 720

V2 = 21.7 L

Ya se ha indicado que en estos pr oblemas la temperatura debe expresarse en kel-vins y en el caso de la presión deben usarse unidades congruentes, por eso se convir-tieron atm a torr.

Se puede tener otra expresión para la ley general del estado gaseoso.

P1V1

T1 =

P2V2

T2

considerando que, si la presión y la temperatura no varían, el volumen es directamente proporcional a la masa. Por ejemplo, si 3 kg de un gas ocupan un volumen de 5 L, 6 kg ocuparán el doble de volumen, o sea 10 L, de donde se obtiene la expresión

P1V1

T1 = MK

donde M es la masa en gramos y K la constante de proporcionalidad.Pero la masa (M) en este tipo de problemas conviene expresarla en moles (n) por

lo que la masa del gas en gramos se divide entre su masa molecular. Por ello

PVT = nR

o

PV = nRT

Esta ecuación es otra forma de la ley general de los gases perfectos, donde:

n = Números de moles. R = Constante cuyo valor se calcula si se sabe que 1 mol gramo ocupa un volumen

de 22.4 L a 273 K y una atmósfera de presión.

Se sustituye

R =PVTn

R =1 atm × 22.4 L273 K ×1 mol

R = 0.082 (L)(atm)(K)(mol)

= 0.082(L)(atm)(K−1)(mol−1)


=

=

=

=

=

=

= =


El valor de R obtenido es válido cuando la presión se da en atm, el volumen en L, la temperatura en K y la masa en moles.

Revisa bien los siguientes ejemplos.¿Qué volumen ocupa 5 kg de O2 a 15 atm de presión y 20 °C de temperatura?

Ecuación PV = nRT

V = nRT

P

El número de moles del O2 se obtiene dividiendo 5 000 g entre la masa molecular que es de 32.

n = 500032

= 156.25 moles

La temperatura en K será:

20 + 273 = 293 K

Luego

V = 156.25 mol × 0.082 L atm K −1mol−1 × 293 K

15atm

V = 250.27 L

Ley general de los gasesLos gases más comunes, por ejemplo H2, O2, N2, etcétera, a presiones y temperatu-ras moderadas sufren cambios de volumen al variar estas condiciones, mismas que se pueden expresar con ecuaciones simples.

Los gases que se compor tan como estas ecuaciones r eciben el nombre de gases perfectos o ideales. Cuando las condiciones son extremas (temperaturas de 1 000 K o tan bajas que se acerquen al punto de licuefacción de los gases), se dice que esas con-diciones no son válidas.

Ejercicios

Resuelve, de acuerdo con la ley general de los gases, los siguientes problemas.

1. Se tienen 4 L de helio (He) en un globo a una temperatura de 30 °C, ¿cuál será su volu-men si la temperatura desciende a 20 °C y la presión permanece constante?

__________________________________________________________________

2. Un gas ocupa un v olumen de 50.8 cm 3 a una pr esión de 792 torr a la temperatura de 25 °C, calcula el volumen que ocupará a 700 torr si la temperatura se mantiene a 25 °C.

__________________________________________________________________


244


En forma natural

Contaminación del aire

Por actividades humanas

Contaminantes primarios

Óxidos de C, S y N,

hidrocarburos y partículas suspendidas

La destrucción de la capa de

ozono. El efecto invernadero y

el calentamiento global dela Tierra,

la inversión térmica,

el esmog y la lluvia ácida

Contaminantes secundarios

Ozono y algunos

compuestos orgánicos

se origina

que producen

como

relacionados con que originan

como

3. Una masa de gas a 9 °C ejerce una presión de 0.8 atm. ¿Que presión ejercerá a 35 °C si el volumen permanece invariable?

__________________________________________________________________

4. 4 dm3 de H2 a 16 °C ejercen una presión de 2 atm. Calcular el volumen que ocuparían en condiciones normales.

__________________________________________________________________

5. Calcula la presión que ejercerían 50 g de N 2 contenidos en un recipiente de 10 L a una temperatura de 27 °C.

__________________________________________________________________

6.4 Contaminación del aireMapa conceptual 6.4

Se llama aire a la mezcla de gases que se encuentran en la atmósfera. Su composición depende de la altitud, el clima y la temperatura, entre otros factores. Ve el cuadro de la siguiente página.

Componentes más importantes del aireLos componentes principales del air e son el nitr ógeno, el oxígeno, el dióxido de carbono y el vapor de agua.



Nitrógeno Disminuye el poder oxidante del oxígeno al moderar las combustiones; también, en forma de ó xidos y amoniaco, pasa al suelo para después ser absorbido por las plantas.Oxígeno Es indispensable para el proceso de la respiración en los organismos hete-rótrofos; además, favorece las combustiones.Dióxido de carbono De forma natural, se pr oduce por las combustiones y la des-composición de las sustancias orgánicas. P arte del CO2 generado de esta forma se disuelve en el agua de ríos, lagos y mares. Otra parte la aprovechan las plantas verdes en la fotosíntesis, y otra parte la fija el suelo formando carbonatos.Vapor de agua Es uno de los factores principales que determinan el clima; forma la lluvia, la nieve, el granizo y la escarcha y participa en el proceso de la fotosíntesis de las plantas.

Se denominan contaminantes primarios a aquellas sustancias que se emiten direc-tamente a la atmósfera como resultado de un proceso natural, como las erupciones volcánicas, los incendios forestales, etcétera, o como resultado de la actividad huma-na. (Ver la lectura “La protección de la capa de ozono”, en la unidad 1.)

Los contaminantes secundarios son el r esultado de reacciones en las que par tici-pan los contaminantes primarios.

Cuadro 6.2 Contaminantes primarios y secundarios de la atmósfera

Primarios

Óxidos de carbono, COx CO y CO2

Óxidos de nitrógeno, NOx NO y NO2

Óxidos de azufre, SOx SO2 y SO3

Partículas suspendidas, PSTPolvo, asbesto, metales, cenizas,

partículas biogénicas, hidrocarburos

Secundarios

Ozono O3

Nitrato de peroxiacetilo PAN

Acetilo CH3–C = O

Acetileno HCCH

Olefi nas CnH2n, CH2 = CH2, etcétera

Aldehídos R–CH = O

Cetonas R–CO–R

Investiga

¿Por qué el doctor Mario Molina recibió el Premio Nobel de Química (1995)?

SustanciaPorcentaje en

volumen

N2 78.084

O2 20.9476

Ar 0.934

CO2 0.0314

Ne 0.001818

He 0.000524

Kr 0.000114

Xe 0.0000087

H2 0.00005

CH4 0.0002

N2O 0.00005

O3 0-0.000007

SO2 0-0.0001

NO2 0-0.000002

I2 0-0.000001

Cuadro 6.1 Composición del aire seco al nivel del mar.

Efecto invernadero y calentamiento global del planetaAunque el dióxido de carbono es un componente normal del air e e indispensable para la fotosíntesis, depositado en ex ceso en la atmósfera durante largos periodos puede causar un intenso efecto de invernadero que altera los factores que regulan la temperatura sobre la Tierra; al efecto invernadero contribuyen también otros gases producidos por actividades del hombr e como metano (CH 4), clorofluorocarbonos (CFCS) y monóxido de dinitrógeno (N2O).

La energía solar pasa a través de la atmósfera como luz, pero bajo las condiciones de la atmósfera actual el calor resultante no puede escapar. El dióxido de carbono es un producto de la combustión, su concentración en la atmósfera puede aumentar volviéndola más caliente, con resultados muy peligrosos.


246


¿Sabías que...?

El calentamiento global del planeta es consecuencia del incremento de la temperatura promedio en la superfi cie de la Tierra debido al aumento de gases de invernadero.

Efectos del calentamiento global

Salud Cambio en la vida de organismos patógenos pr ovocando un aumento de su supervivencia. Mayor probabilidad de propagación de algunas enfermedades.Bosques Incremento de enfermedades en la flora y fauna e incendios forestales.Cultivos Baja productividad y cambios en la distribución de especies cultivadas.Agua Mayor Precipitación y contaminación de reservas. Disminución de agua utili-zable debido a evaporación y desecación de suelos.Costas Elevación de la línea de costa e inundación de zonas habitables y de agricultura.Ecosistemas Desplazamiento y migración de especies, deser tización y decremento de la biodiversidad.

Inversión térmicaEn condiciones normales la temperatura de la atmósfera disminuy e conforme au-menta la altura. Sin embargo, cuando la capa inferior de aire frío queda atrapada por una capa de aire caliente superior, este fenómeno natural se llama inversión térmica. Esto sucede en ambientes limpios o contaminados, per o los efectos ambientales de la inversión térmica pueden ser muy peligrosos en zonas urbanas, ya que junto con la capa de aire atrapada queda una gran cantidad de contaminantes. Al no haber mo-vimiento vertical del aire los contaminantes continúan concentrándose.

Una inversión térmica ocurre también cuando choca un fr ente cálido con uno frío. La masa de aire caliente y menos densa se desliza por encima de la masa fría y se produce una condición de estabilidad atmosférica.

EsmogEl esmog es una niebla o bruma peligrosa por las sustancias químicas y partículas suspendidas que contiene.

El esmog industrial contiene una mez cla de niebla con partículas de humo (cenizas y hollín), dió xido de azufr e, pequeñas gotas de ácido sulfúrico y , como su nombr e lo indica, se forma en zonas de gran actividad industrial por la combustión de petróleo y carbón.

El esmog fotoquímico se forma en las grandes ciudades con clima seco durante los días soleados, es una mez cla de contaminantes primarios y secundarios. C uando estos contaminantes se exponen a la luz solar interactúan para producirlo.

Lluvia ácidaEl humo que se produce durante la combustión del carbón y el petróleo en las industrias contiene, además de par tícu-las suspendidas, óxidos de azufre y nitrógeno, estos óxidos también son producidos durante la combustión de gasolina en los automóviles. Dichos óxidos reaccionan con el agua del aire (vapor) y producen ácidos:



esmog El término proviene de smog, que es la contracción de las palabras inglesas smoke humo, fog niebla.


SO2 + H2O H2SO3 Ácido sulfuroso SO3 + H2O H2SO4 Ácido sulfúrico 2NO2 + H2O HNO2 + HNO3 Ácido nitroso y nítrico CO2 + H2O H2CO3 Ácido carbónico

Investiga

Registra en una tabla el Imeca que reportan las autoridades sobre la contaminación ambiental de alguna ciudad del país con problemas de contaminación, y cuál ha sido el índice más alto que se ha registrado.


248

Figura 6.18 Esquema de la inversión térmica.

Cuando llueve los ácidos son transportados al suelo disueltos en el agua, de ahí el nombre de lluvia ácida. La lluvia ácida corroe los metales, afecta el cemento en los edificios, fomenta la acidez de algunos tipos de suelo, lo que ocasiona que no se puedan cultivar y den poco o ningún r endimiento, contamina ríos, lagos, mar es, etcétera, interfiriendo en el crecimiento y desarrollo de los peces.

Índice Metropolitano de la Calidad del Aire (Imeca)En nuestro país las ciudades con graves problemas de contaminación son la Ciudad de México, Monterrey y Guadalajara. Para medir la concentración de los contami-nantes en estas zonas se emplea el Índice Metropolitano de la Calidad del Aire (Ime-ca) con una escala cuyos valores van de 0 a 500 Imeca.

Si vives en una ciudad con problemas de contaminación del aire, el siguiente cua-dro te ayudará a interpretar la información que emiten las autoridades con respecto a los índices Imeca.

Condición normal

Aire muy frío

Aire frío

Aire caliente Aire contaminado frío (smog)

Aire caliente inmóvil

Aire no contaminado frío

Inversión térmica


Índice Calidad del aire

0 a 50 Condiciones favorables

51 a 100 Condiciones favorables o satisfactorias

101 a 200Manifestación de molestias en personas sensibles;

condiciones no satisfactorias

201 a 300Intolerancia al ejercicio en personas sensibles y

manifestación de ligeras molestias en población; condiciones malas

301 a 500Aparición de diversos síntomas e intolerancia al ejercicio

en la población sana; condiciones muy malas

Mayores de 500 Peligro potencial para toda la población

Cuadro 6.3 Escala de medición del Índice Metropolitano de la Calidad de Aire.

En los últimos tiempos, por desgracia, el hombre ha contribui-do a alterar la pureza del agua, pagando, con ello, a un alto precio, su desarrollo industrial.

Las aguas contaminadas ponen en peligro la vida, tanto animal como vegetal, causando enormes daños ecológicos.

Los desechos industriales (pesticidas, fungicidas, aceites, insecticidas, productos químicos, etcétera) y caseros (aguas negras, detergentes, etcétera) contribuyen a esta contamina-ción; lo mismo ocurre con el uso indiscriminado de fertilizan-tes y plaguicidas usados en la agricultura.

A medida que los años pasan, los efectos de algunas prác-ticas agrícolas repercuten en el medio ambiente, sobre todo en las zonas de cultivo. Son muy conocidos los efectos del empleo de muchos productos químicos para tratamientos fi tosanitarios.

En la actualidad hay un tipo de contaminación que está empezando a cobrar gran importancia, se trata de la contami-nación de aguas por nitrato. Los excesos en el uso de abonos nitrogenados, y su posterior arrastre por las aguas de lluvia o riego, están provocando concentraciones elevadas de nitratos en aguas superfi ciales y subterráneas.

Las aguas con dosis de nitrato altas, alteran la salud del ser humano si son consumidas por éste. Otro efecto es el alto crecimiento de la fl ora acuática que habita en aguas con elevadas cantidades de nitrato. Este crecimiento se considera perjudicial, ya que las plantas se pudren y consumen el oxí-geno, causando la muerte de los peces, con la consecuente desaparición del cuerpo de agua (lagos, lagunas, etcétera), entre otros efectos.

Lectura Contaminación del agua



Ya sabes que la ley de Boyle es la relación cuantitativa entre el volumen y la presión de un gas a temperatura constante. Al medir cantidades que se relacionan directamente con la pre-sión y el volumen de una pequeña cantidad de aire atrapado, puedes deducir la ley de Boyle.

En la siguiente práctica determina la relación entre el volu-men y la presión de un gas a temperatura constante.

Material• Micropipeta de plástico de tallo delgado• Prensa de tornillo de doble poste • Marcador de punta fi na• Colorante vegetal• Cerillos• Regla• Tijeras• Vaso de precipitados pequeño• Agua

Procedimiento

1. Corta con las tijeras la porción más plana del tallo de la pipeta.

2. Vacía unos 20 mL de agua en el vaso de precipitados, añade algunas gotas de colorante vegetal y agita para mezclar.

3. Aspira el agua con la pipeta, hasta que el bulbo esté completamente lleno, y deja que el agua cubra más o menos 5 mm del tallo de la pipeta.

4. Calienta con cuidado la punta de la pipeta sobre la fl ama hasta que se ablande. Usa un objeto metálico o de vidrio para aplastar la punta sobre la mesa, de manera que el agua y el aire queden sellados dentro de la pipeta. Sostén la pipeta por el bulbo y aplícale pe-queños golpes para que las gotas de agua que hayan quedado en el cuello bajen al líquido. Debes obtener una columna cilíndrica de aire atrapado en el tallo de la pipeta.

5. Centra el bulbo en la prensa de tornillo y aprieta la abrazadera hasta que el bulbo se sostenga fi rmemente. Marca el perno de la abrazadera con un marcador de punto fi no y aprieta tres o cuatro vueltas más para que la longitud de la columna de aire sea de 50 a 55 mm.

En una tabla de datos como la que se muestra, anota este número de vueltas V en la columna Intento 1. Mide y anota la longitud L de la columna de aire en milímetros para el Intento 1.

6. Haz girar el perno una vuelta completa y anota el número del intento y el número total de vueltas. Mide y anota la longitud de la columna de aire.

7. Repite el paso 6 hasta que la columna de aire se reduz-ca a una longitud de 25 a 30 mm.

Resuelve

1. Explica si el volumen V del aire en el tallo es directamen-te proporcional a la longitud L de la columna de aire.

______________________________________

______________________________________

2. ¿Qué se puede deducir acerca de la presión P del aire de la columna y del número de vueltas V del tornillo de la abrazadera?

______________________________________

______________________________________

Figura 6.19 Robert Boyle Como consecuencia de los experimentos de Robert Boyle, sabemos que existe una relación entre la presión y el volumen de un gas a temperatura constante.


250

Ley de BoyleManosa la obra


Datos de presión y longitud

Número de intentoNúmero de vueltas,

VLongitud de la columna

de aire, L (mm)Valor numérico, LV Valor numérico, L / V

Adaptada de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, McGraw-Hill Interamericana

Editores, México, 2007, pp. 384-385.

Palabras clave

calentamiento global 247contaminación, 247efecto invernadero, 246esmog, 247estequiometría, 210fórmula real, 225inversión térmica, 247ley de Avogadro, 215ley de Boyle, 239 y 250

ley de Charles, 240ley de Gay-Lussac, 241ley general de los gases, 244lluvia ácida, 247-248masa molecular, 215mol, 215número de Avogadro, 217proporciones defi nidas, 211proporciones múltiples, 212

proporciones recíprocas, 213reactivo en exceso, 235reactivo limitante, 235rendimiento, 237volumen molar, 217volumen molecular gramo, 217volúmenes de combinación, 214

251251

3. Calcula el producto LV y el cociente L / V para cada intento. ¿Cuáles cálculos son más coherentes? Si L y V están directamente relacionados, el cociente L / V dará valores casi constantes en cada intento. Por otro lado, si L y V se relacionan inversamente, el producto LV dará valores casi constantes en cada intento. ¿ L y V están relacionados directa o inversamente?

______________________________________

______________________________________

4. Explica si los datos indican que el volumen y la presión del gas a temperatura constante están directa o inver-samente relacionados.

______________________________________

______________________________________

Investiga

1. Para que una columna de mercurio de un barómetro mida la presión atmosférica de 760 mm de Hg, dicha columna debe estar completamente al vacío. Pero aunque el vacío no sea completo, el barómetro aún puede medir correctamente los cambios de presión barométrica. ¿Cómo se relaciona el segundo enunciado con la ley de Boyle?

______________________________________

______________________________________

2. Usando la teoría cinética, explica por qué una disminu-ción en el volumen de un gas provoca un aumento en la presión del gas.

_____________________________________

_____________________________________



1. Al fi nal de cada enunciado escribe a qué ley se refi ere.

• A igualdad de volumen, presión y temperatura, todos los gases tienen el mismo número de moléculas.

____________________________________

____________________________________

• Los pesos de los elementos diferentes que se combi-nan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí; o bien en múltiplos o submúlti-plos de estos pesos.

____________________________________

____________________________________

____________________________________

• Un compuesto siempre contiene dos o más elemen-tos combinados en una proporción defi nida.

____________________________________

____________________________________

• Diferentes cantidades de un mismo elemento que se combina con una cantidad fi ja de otros elementos para formar distintos compuestos, se hallan en rela-ción sencilla, la que se puede expresar en números enteros.

____________________________________

____________________________________

____________________________________

• A la misma temperatura y presión los volúmenes de los gases se combinan o se descomponen en pro-porciones de números enteros simples.

____________________________________

____________________________________

2. Efectúa los cálculos correspondientes para dar respues-ta a las siguientes preguntas.

• ¿A cuántos gramos equivalen 3.5 moles de H2SO4?

____________________________________

____________________________________

____________________________________

• ¿A cuántos gramos equivalen 20 L de CO2?

____________________________________

____________________________________

• El análisis de los hidrocarburos, a y b, dio la siguiente composición porcentual: C = 85.63% y H = 14.3%. Encuentra la fórmula empírica de estos compuestos y la fórmula real de cada uno si sabes que la masa molecular de a = 42 y de b = 56.

____________________________________

____________________________________

____________________________________

• ¿Cuántos gramos de cobre (Cu), en reacción con el sufi ciente ácido nítrico (HNO3), son necesarios para producir 10 g de monóxido de nitrógeno (NO)?

____________________________________

____________________________________

Ecuación: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO

• ¿Cuántas moles de ácido clorhídrico (HCl) se obtie-nen cuando reaccionan totalmente 300 g de ácido sulfúrico (H2SO4) con cloruro de sodio (NaCl)?

____________________________________

____________________________________

____________________________________

Ecuación: H2SO4 + 2NaCl → Na2SO4 + 2HCl


252

Lo que aprendí


• ¿Cuál es el número de moles de sulfato de bario que pueden prepararse a partir de 10 g de cloruro de bario?

____________________________________

____________________________________

____________________________________

Ecuación: BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 → + 2NaCl

• ¿Cuántas moles de cloruro de calcio se necesitan para preparar 7 g de fosfato de calcio?

____________________________________

____________________________________

Ecuación: 3CaCl2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6NaCl

• ¿Cuántas moles de hidrógeno pueden formarse al reaccionar 2 moles de sodio con agua?

____________________________________

____________________________________

Ecuación: 3Na + 2H2O → 2NaOH + H2

• ¿Cuántos litros de hidrógeno, medidos a ��, pueden producirse a partir de la reacción de 0.275 moles de aluminio?

____________________________________

____________________________________

Ecuación: Al + NaOH + H2O → NaAlO2 + H2

• ¿Cuántas moles de clorato de potasio pueden produ-cirse a partir de 3.2 L de gas cloro a ��?

____________________________________

____________________________________

Ecuación: 3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O

• ¿Cuántos litros de oxígeno (O2), medidos en condi-ciones NPT, se necesitan para la combustión total de 70 g de metano (CH4)?

____________________________________

____________________________________

____________________________________

Ecuación: CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

• ¿Cuántas moles de cada reactivo se necesitan para producir 15 g de óxido de hierro III (Fe2O3), de acuerdo con la siguiente reacción?

____________________________________

____________________________________

Ecuación: 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

• ¿Cuál reactivo queda en exceso y cuánto sobra si se utilizan 2 moles de cloruro de sodio (NaCl) y 300 g de ácido sulfúrico (H2SO4) de acuerdo con la siguien-te reacción?

____________________________________

____________________________________

____________________________________

Ecuación: NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl

• Se emplean 500 g de disulfuro de carbono (CS2) para que al reaccionar con cloro (Cl2) se obtenga tetraclo-ruro de carbono (CCl4). Calcula el porcentaje de ren-dimiento si la cantidad obtenida de CCl4 es de 800 g.

____________________________________

____________________________________

____________________________________

Ecuación: CS2 + 3Cl2 → CCl4 + S2Cl2




254

• Se tienen 8.5 L de oxígeno (O2) a 30 °C y a 800 torr de presión. Calcula el volumen que ocuparía este gas a 40 °C y 700 torr de presión.

____________________________________

____________________________________

• Una muestra de nitrógeno (N2) ocupa un volumen de 50 cm3 a 17 °C. ¿Qué volumen ocupará a O °C si la presión permanece constante?

____________________________________

____________________________________

• Cierto gas ocupa un volumen de 20 L a una presión de 700 torr y a una temperatura de 25 °C. ¿Cuál será el volumen del gas si la presión aumenta a 1 atm y la temperatura no varía?

____________________________________

____________________________________

• ¿Qué volumen ocupan 2 moles de hidrógeno (H2) a 1 200 torr de presión y O °C de temperatura?

____________________________________

____________________________________

3. Se emplean 20 g de monóxido de carbono (CO) y 20 g de agua (H2O) para producir hidrógeno (H2) de acuerdo con la siguiente reacción:

CO + H2O → H2 + CO2

a) ¿Cuál es el reactivo limitante?

____________________________________

____________________________________

b) ¿Cuántos gramos quedan del reactivo en exceso?

____________________________________

____________________________________

c) ¿Cuántos litros de hidrógeno se obtienen en condi-ciones NPT?

____________________________________

____________________________________

d) ¿Qué volumen ocupa el hidrógeno obtenido si la temperatura es de 22 °C y la presión de 0.96 atm?

____________________________________

____________________________________


255

ácido fuerte: ácido que en solución acuosa todas sus moléculas se encuentran ionizadas.

anión: ion negativoátomo: partícula más pequeña en que se puede

dividir la materia mediante procedimientos químicos.

Aufbau: proceso para desarrollar la estructura electrónica en los niveles energéticos de los átomos.

base fuerte: compuesto que cuando se disuelve en agua todas sus unidades (moh) se disocian completamente en iones metálicos y iones hidróxido.

calor específi co: cantidad de calor que se requiere para elevar 1°C la temperatura de un gramo de sustancia.

caloría: cantidad de calor necesario para elevar 1°C la temperatura de un gramo de agua.

catalizador: sustancia que está presente en la masa reaccionante pero que no sufre modifi cación alguna, únicamente acelera o retarda la velocidad de la reacción.

catión: ión positivo.ciencia: conjunto sistematizado de

conocimientos ordenados lógicamente, que se refi eren a hechos relacionados entre sí, que se pueden comprobar mediante la experimentación, el uso de aparatos o de las matemáticas y que conducen a la verdad relativa.

compuesto: sustancia homogénea que resulta de la unión química de dos o más elementos y, por tanto, puede experimentar descomposición ulterior.

compuestos binarios: compuestos que están formados por dos elementos.

compuestos cuaternarios: compuestos que están formados por cuatro elementos.

compuestos ternarios: compuestos que están formados por tres elementos.

confi guración electrónica: estructura electrónica de los átomos; distribución de los electrones en subniveles y orbitales.

cristal líquido: materia que al fundirse pierde su

Glosario

organización rígida solamente en una o dos dimensiones.

cuanto: cantidad más pequeña de energía. Al cuanto de energía luminosa se le denomina fotón.

dipolo: es una molécula polar, es decir, tiene un polo positivo y otro negativo.

dualidad: principio que establece que los electrones se comportan como partículas (masa) y ondas (energía).

ecuación química: expresión que se emplea para representar las reacciones químicas en forma abreviada y simbólica.

electrolito: compuesto que conduce la corriente eléctrica, fundido o disuelto en agua.

electrón: partícula subatómica fundamental, con carga eléctrica negativa y que forma la envoltura del átomo.

elemento: sustancia simple, elemental, que no puede descomponerse en otras más sencillas mediante procesos químicos ordinarios.

energía: capacidad para efectuar un trabajo.energía limpia: emergía que no produce

contaminación del ambiente, como la energía solar y la eólica producida por la fuerza de los vientos.

enlace covalente: enlace que se forma cuando los átomos que se combinan comparten electrones.

enlace covalente coordinado: enlace que se forma cuando los átomos que se combinan comparten electrones, pero el par necesario para formar el enlace es proporcionado por uno de ellos solamente.

enlace covalente no polar: enlace que se forma entre átomos donde las cargas eléctricas negativas se encuentran distribuidas en forma simétrica.

enlace covalente polar: enlace que hace que en el espacio del átomo más electronegativo haya una mayor densidad de cargas eléctricas negativas, formándose un polo negativo en contraste con el polo opuesto, que es positivo.

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256

enlace iónico: enlace que ocurre cuando hay una transferencia completa de electrones de un átomo a otro.

enlace metálico: enlace que ocurre entre los átomos de metales, donde los átomos se encuentran unidos entre sí por una nube de electrones de valencia compartidos por todos los átomos del metal.

enlace químico: fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas.

entalpía: magnitud relacionada de manera estrecha con la energía interna de un sistema y se defi ne como el incremento de entalpía de cualquier sistema que sufre un cambio a presión y temperatura constantes es igual al calor absorbido en el proceso.

espín: giro o movimiento de rotación que el electrón efectúa sobre su propio eje.

estequiometría: parte de la química que trata los cálculos de masa o volumen de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas.

fenómeno físico: cambio que sufre la materia sin alterar su estructura íntima, es decir, sin que haya transformación de sustancias.

fenómeno químico: cambio que produce alteraciones en la estructura íntima de la materia y que ocurre cuando una o más sustancias se transforman en otra u otras diferentes.

fi sión: proceso de escisión (división) de un núcleo pesado en dos partículas aproximadamente iguales.

fórmula: representación de sustancias donde se muestra la composición atómica de sus moléculas.

fórmula condensada: fórmula donde se emplean subíndices que indican el número de átomos que forma la molécula sin señalar cómo están unidos.

forma empírica: fórmula que refi ere la proporción en números enteros de los átomos de cada elemento en un compuesto.

fórmula molecular: representa el número real de átomos de cada elemento en un compuesto.

fórmula real: puede ser la fórmula empírica o un múltiplo entero de ella.

fuentes de energía: pueden ser primarias y secundarias. Son primarias aquellas donde un recurso natural se aprovecha directamente para producir energía; son secundarias las que se obtienen mediante la transformación de fuentes primarias a través de procesos físicos, químicos o nucleares.

función química: propiedades que caracterizan a un grupo de compuestos.

fusión: proceso opuesto a la fi sión y consiste en fundir (unir) átomos ligeros para formar otro u otros de más peso.

gas: estado de agregación donde la distancia entre las moléculas es muy grande y las fuerzas intermoleculares son despreciables, no tiene forma ni volumen defi nidos.

grupos: columnas verticales en la tabla periódica que contienen elementos con propiedades similares.

grupo funcional: átomo o grupo de átomos que contienen algunas moléculas y que son responsables de su comportamiento químico.

heterogénea: materia en la que se puede detectar fácilmente, a simple vista o con la ayuda de una lupa o microscopio, dos o más partes que la forman, cada una de las cuales tienen propiedades diferentes.

hidrácidos: ácidos que se forman mediante la unión del hidrógeno con un no metal.

hidróxidos: compuestos que se caracterizan por contener en su molécula el grupo oxhidrilo o hidroxilo (OH) unido a un metal.

hidruros: compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con un metal o no metal.

homogénea: materia en la que no podemos distinguir en ella las partes que la forman.

incertidumbre: principio que establece que no es posible conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad de un electrón.

ión: átomo con carga eléctrica debido a que ha perdido o ganado electrones.


257

iones complejos: conjunto de átomos unidos químicamente que tienen carga eléctrica y contiene un átomo de metal y otro u otros átomos.

isótopos: átomos de un mismo elemento con diferente masa atómica esto es, átomos con el mismo número de protones, pero distinto número de neutrones.

ley de Avogadro: volúmenes iguales de todos los gases con igual presión y temperatura, tienen el mismo número de moléculas.

ley de Boyle: a temperatura constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión.

ley de Charles: a presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta que soporta.

ley de Gay-Lussac: a volumen constante, la presión de una masa gaseosa es directamente proporcional a la temperatura que soporta.

ley de la conservación de la materia: en cualquier reacción la masa-energía de los reactores (sistema inicial) es la misma que la masa-energía de los productos (sistema fi nal).

ley general de los gases: ecuación que expresa la relación exacta entre la presión (P), el volumen (V), la temperatura (T) y el número de moles (n) de un gas. PV = nRT.

ley periódica: la periodicidad en la variación de las propiedades químicas de los elementos es consecuencia y función del número atómico y de la confi guración electrónica.

líquido: estado de agregación de la materia donde la distancia entre las moléculas es pequeña y éstas cambian de lugar ordenadamente sin ocupar posiciones defi nidas, es decir, las fuerzas de cohesión y repulsión se encuentran equilibradas. No tienen forma defi nida y su volumen es fi jo.

masa atómica: cantidad de materia que hay en los átomos.

masa molecular: es la suma de las masas atómicas de los átomos que constituyen la molécula.

materia: todo aquello que constituye los cuerpos; es la base del universo, ocupa un espacio, tiene masa y energía.

material amorfo: sustancia que tiene una red cristalina fortuita, desarticulada e incompleta.

método científi co: proceso mediante el cual se logran los conocimientos que conforman una ciencia.

mezcla: materia que resulta de la unión aparente (no química) de dos o más sustancias.

mol: masa molecular expresada en gramos.molécula: es la menor porción en que la

materia puede dividirse por medios físicos conservando las características de las sustancias.

neutrón: partícula eléctricamente neutra que, junto con los protones, forma el núcleo de los átomos.

nivel energético: región del espacio que rodea el núcleo, donde existen los electrones.

nomenclatura: forma de representar y nombrar a las sustancias.

número atómico: número de protones que hay en el núcleo del átomo y es igual al de electrones cuando el átomo es neutro.

número de Avogadro: número de moléculas que existen en una mol de cualquier sustancia y es igual a 6.02 x 1023.

número de masa: suma de nucleones, es decir, protones más neutrones.

números cuánticos: números que indican la forma como existen los electrones en el espacio que rodeo al núcleo atómico.

orbital: región del espacio que rodea al núcleo y donde la probabilidad de encontrar el electrón es mayor.

oxiácidos: ácidos formados por hidrógeno, no metal y oxígeno.

oxidación: reacción en la que un átomo pierde electrones y aumenta el número de oxidación o valencia.

óxidos ácidos: compuestos binarios formados por un no metal y oxígeno, también se les llama anhídridos.


258

óxidos básicos: compuestos formados por un metal y oxígeno, también reciben el nombre de óxidos metálicos.

oxisales: compuestos formados por metal, no metal y oxígeno, resultan de la reacción de neutralización de un oxiácido con un hidróxido.

periodos: fi las horizontales de la tabla periódica.plasma: gas ionizado.productos: sustancias que resultan al efectuarse

una reacción química.propiedad: característica que identifi ca a la

materia.propiedad periódica: características de los

elementos que se repite a lo largo de la tabla periódica y que depende fundamentalmente del número atómico y la confi guración electrónica de los átomos.

proporciones defi nidas: ley que establece que dos o más elementos que se combinan para formar un compuesto dado, lo hacen siempre en la misma proporción. También se le conoce como ley de las proporciones constantes.

proporciones múltiples: ley que establece que diferentes cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fi ja de otros elementos, para formar diversos compuestos, se hallan en relación sencilla que puede expresarse en números enteros.

proporciones recíprocas: ley que establece que los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien, múltiplos o submúltiplos de estos pesos.

protón: partícula eléctricamente positiva que forma el núcleo de los átomos.

puente de hidrógeno: unión entre el átomo de hidrógeno de una molécula y un átomo sumamente electronegativo de otra molécula; su fuerza es mucho menor que la del enlace covalente.

química: ciencia que estudia la materia, su estructura íntima, sus cambios, sus relaciones con la energía y las leyes que rigen esos cambios y esas relaciones.

radicales: son iones complejos que no tienen un átomo de un metal.

radioactividad: propiedad que tienen ciertas sustancias de emitir partículas alfa, rayos beta y gamma.

rayos catódicos: electrones que se dirigen al cátodo.

reacción endotérmica: reacción química donde se absorbe calor.

reacción exotérmica: reacción en la cual hay desprendimiento de calor.

reacciones químicas: transformación de una o más sustancias en otra u otras distintas. Véase fenómeno químico.

reactivo en exceso: reactivo que se encuentra en mayor proporción estequiométrica.

reactivo limitante: reactivo que se consume por completo en una reacción.

reactivos: sustancias que en una reacción se transforman en otras diferentes.

redox: proceso para balancear ecuaciones que consiste en investigar los átomos que pierden electrones y los que los ganan.

reducción: reacción en que un átomo gana electrones reduciendo su número de valencia.

regla del octeto: establece que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr una estructura electrónica estable y similar a la de un gas raro con ocho electrones en el nivel energético externo. Se exceptúa al hidrógeno y al helio.

rendimiento: es un porcentaje que en una reacción química se encuentra dividiendo la producción real entre la producción teórica multiplicado por 100.

sal heloide: compuesto que se forma mediante la reacción de un hidrácido con un hidróxido.


259

sales ácidas: compuestos que se forma cuando los átomos de hidrógeno no son sustituidos totalmente por el metal del hidióxido.

símbolo químico: representación abreviada de un elemento que indica además de un átomo de dicho elemento y su masa atómica.

sólido: estado de la materia donde las moléculas se encuentran más cercanas entre sí. La fuerza que predomina entre ellas es la de cohesión y las moléculas vibran en torno a puntos fi jos. Presenta forma y volumen defi nidos.

solución: mezcla homogénea que tiene composición variable.

subnivel: divisiones energéticas en un determinado nivel energético.

sustancia: materia homogénea que tiene composición defi nida e invariable y que presenta las mismas propiedades en toda su extensión.

tabla cuántica: tabla donde los elementos químicos se encuentran ordenados conforme su número atómico y en su estructura se toma en cuenta la confi guración electrónica en orbitales atómicos y conforme a los cuatro números cuánticos.

tabla periódica: tabla donde para su estructuración se toma en cuenta el número atómico de los elementos. Se divide en columnas verticales llamadas grupos y renglones horizontales llamados periodos.

tendencias periódicas: características comunes a ciertos elementos que se repiten periódicamente a lo largo de la serie de elementos ordenados conforme a su número atómico.

teoría cinética molecular: teoría que establece que el calor y el movimiento están relacionados con el comportamiento de las moléculas y explica las propiedades de los estados de la materia.

teoría: explicación de un hecho que se basa en muchas observaciones y apoyada por los resultados de muchos experimentos.

valencia: capacidad de combinación de un átomo haciendo uso de sus electrones periféricos. También se le llama estado de oxidación.

velocidad de reacción: cantidad de sustancia reaccionante que se transforma o la cantidad de producto obtenido en la unidad de tiempo.

volumen molecular gramo: volumen que ocupa una mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura y que es igual a 22.4l. También se le llama volumen molar.

volúmenes de combinación: ley que establece que los volúmenes de los gases que se combinan o se producen en una reacción química están siempre en una relación de números enteros simples.


260

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Bibliografía


261

A

Acero inoxidable 22Acetaminofén 20Ácido acético 20Ácido acetilsalicílico 35Ácido ascórbico 20Ácido clorhídrico 20 y 158Ácido fosfórico 20Ácido fuerte 158Ácido láctico 105Ácido sulfúrico 20 y 156Ácidos 155Actínidos 87Afi nidad electrónica 71Agente oxidante 199Agente reductor 199Agua 20Agua destilada 24Aire 245Aleación 100, 199Amoniaco 20Análisis cualitativo 25Análisis cuantitativo

gravimétrico 25Análisis cuantitativo

volumétrico 25Análisis químico 76Anhídridos 152Anión 117Ánodo 42 y 73Antiácidos 167Aspartame 20Aspirina 35Astroquímica 7Átomo 21 y 41Átomo gramo 215Atracciones de Van der Waals

133 y 134Azida de sodio 168

B

Balanceo de ecuaciones 191Base fuerte 158

Bases 148Bicarbonato de sodio 20Bioquímica 7 Bromo 52 y 53Bronce 22Butano 20

C

Cafeína 20Cal viva 144Calcio 51Calentamiento global 247Calor específi co 29 y 30Caloría 29Cambios químicos 27Carbonato de calcio 20Carbonato de sodio 20Caries dental 98Catálisis 189Catalizador 189Catalizador negativo 189Catalizador positivo 189Catión 117Cátodo 42Centrifugación 23Ciencia 4Cloro 74 y 99Clorofi la 97Clorofl uorocarbonos (CFCs) 10Cloruro de potasio 54, 165Cohesión 12Componentes 22Componentes del aire 245Composición porcentual 219Compuesto 19Compuestos binarios 148Compuestos cuaternarios 161Compuestos ternarios 154Concentración de los reactivos

188Condensación 12Condiciones normales 217, 239Confi guración electrónica 64Constituyentes 19

Consumismo 176Contaminación del agua por

nitrato 249 Contaminantes primarios 245Contaminantes secundarios 245Cristal líquido 15 y 138Cristales de silicio 137Cuanto 46

D

DDT 10Decantación 22Deforestación 176Deposición 14Desarrollo sostenible 176Destilación 24Deuterio 33Dióxido de carbono 20Dióxido de silicio 16Dipolo 134Disolvente 21Divisibilidad 17Dopado 101Ductilidad 18

E

Ecuación de Planck 49Ecuación química 179 y 180Ecuaciones termoquímicas 31Efecto invernadero 246 y 248Elasticidad 17Electrólisis 120Electrolito 122Electrón 41Electronegatividad 104Electrones de valencia 69Elemento 19Elementos de transición 91Elementos de transición

interna 91Elementos representativos 91Energía 28Energía cinética 28

Índice


262

Energía de ionización 71Energía eólica 33Energía interna 183Energía limpia 33 y 34Energía potencial 28Energía química 28Enlace covalente 121Enlace covalente coordinado 129Enlace covalente no polar 128Enlace covalente polar 129Enlace doble 126Enlace electrovalente 118 y 119Enlace iónico 117Enlace metálico 131Enlace químico 114Enlace simple 126Enlace triple 126Entalpía 183 y 184Esmog 247Espacios intermoleculares 21Espectro continuo 46Espectro discontinuo 48Espectro electromagnético 47Espectrógrafo de masas 77Espectroscopia 54Estequiometría 210Estroncio 74 y 97Estructura electrónica estable

115Estructuras de Lewis 69Etanol 20Etilenglicol 20Evaporación 23Experimentación 4Extensión 17

F

Factores que afectan la velocidad de reacción 187

Fenómeno 174Fenómenos físicos 27 y 174Fenómenos químicos 27, 28

y 174

Fibras ópticas 138Fijación del nitrógeno 205Filtración 22Fisicoquímica 7Fisión nuclear 32Flúor 74 y 78Fluoruros 98Fórmula empírica 145 y 224Fórmula molecular 145 y 224Fórmula química 145Fórmula real 225Fórmulas condensadas 146Fórmulas desarrolladas 146Fotones 46Fuentes de energía primaria 33Fuentes de energía secundaria

33Fullerenos 138Función química 147 y 148Fusión 32Fusión nuclear 16

G

Gas 13Gas hilarante 144Gases raros 91 y 99Geoquímica 7Geraniol 220Grupos 81

H

Halógenos 98Haluros 98Helio 73Hidrácidos 158Hidroxiapatita 97Hidróxido de magnesio 20Hidróxido de sodio 20Hidróxidos 154Hidruros 162Hipótesis 4

I

Imeca 248 y 249Impenetrabilidad 17Inercia 17Interacciones dipolo 135Inversión térmica 247 y 248Ion negativo 117Ion positivo 117Iones complejos 131Isótopos 78 y 80

J

Joule 29

K

Kelvins 239Kernel 69Kilocaloría 29

L

Lantánidos 87Latón 22Ley científi ca 4Ley de acción de masas 188Ley de Avogadro 215Ley de Boyle 239 y 250Ley de Charles 240Ley de Gay-Lussac 241Ley de la conservación de la

materia (masa) 33, 210 y 211

Ley de la suma constante de calor 184

Ley de las proporciones defi nidas 211

Ley de las proporciones múltiples 212

Ley de las proporciones recíprocas 213

Ley de los volúmenes de combinación 214


263

Ley general de los gases 244Ley periódica actual 88Ley periódica basada en el

número atómico 81Ley periódica de Mendeleiev 90Líquido 13Lluvia ácida 247 y 248Luz visible 47

MMagnesio 96Maleabilidad 18Masa atómica 75Masa molar 215Materia 12Material amorfo 16Materia heterogénea 18Materia homogénea 18Mecanismo de coordinación

129Melatonina 190Metales 92 y 94Metales alcalinos 94 y 95Metales alcalinotérreos 95 y 96Metaloides 100 y 101Metano 20Metátesis 182Método algebraico 202Método científi co 4Método de aproximación 191

y 192Método de los calores

específi cos 76 y 77Método del máximo común

divisor 76Método redox 196Mezclas 22Microondas 47Modelo atómico de Bohr 46Modelo atómico de Dalton 42Modelo atómico de

Rutherford 45 y 46Modelo atómico de

Sommerfeld 53

Modelo atómico de Th omson 45

Modelo atómico moderno 55Mol 215Molécula 21

N

Nanómetro 60Naturaleza de los reactivos 187Neutralización 158Neutrón 41Nitinol 138Nivel energético 57 y 58No metales 151 y 152Nomenclatura 144 y 149Notación 149Nube electrónica 56Núcleo atómico 55Número atómico 73Número cuántico por forma

58 y 59Número cuántico por giro 63

y 64Número cuántico por

orientación 61Número cuántico principal 57Número de Avogadro 217Número de masa 75Número de oxidación 94Números cuánticos 58, 61 y 63

O

Observación 4Octavas de Newlands 80Ondas de radio 47Ondas infrarrojas 47Ondas ultravioleta 47Orbita 49 y 57Orbitales 55, 56 y 57Oro blanco 22Oro de 14 kilates 22Oxiácidos 155Oxidación 198

Monóxido de dinitrógeno 154Óxidos ácidos 151 y 152Óxidos básicos 148Oxisales 158Ozono 10 y 11

P

Periodos 81Peso 42Pirita de hierro 112Plasma 16Platería 22Plomo 73Porcentaje de rendimiento 237Porosidad 17Potencial hidrógeno: pH 158Principio de aufbau 64Principio de Dirac 57Principio de dualidad 56Principio de exclusión 64Principio de incertidumbre 56Principio de máxima

multiplicidad 68Principio de máxima sencillez

64Principio de Shrödinger 56Productos 179Propano 20Propiedad periódica 102 y 104Propiedades de la materia 17Propiedades específi cas 17Propiedades físicas 17 y 18Propiedades generales 17Propiedades químicas 18Protio 78Protón 41Puente de hidrógeno 134Punto de ebullición 17Punto de fusión 17

Q

Química 6Química analítica 7


264

Química general 6Química inorgánica 6Química orgánica 6

R

Radiación electromagnética 48Radiactividad 44Radicales 131Radio iónico 71, 102Radio atómico 71, 102Rayos alfa 44Rayos beta 44Rayos canales 43Rayos catódicos 42Rayos gamma 45 y 47Rayos X 43 y 47Reacción endotérmica 29Reacción exotérmica 29Reacciones de adición 181Reacciones de análisis 181Reacciones de descomposición

204Reacciones de desplazamiento

182Reacciones de doble

sustitución 182Reacciones de síntesis 181Reacciones inmediatas 179Reacciones instantáneas 179Reacciones iónicas 182Reacciones lentas 179Reacciones provocadas 179Reacciones químicas 28, 174,

177Reacciones reversibles 183

Reacciones termoquímicas 183

Reactivo en exceso 235Reactivo limitante 235Reactivos 179Reducción 198Regla del octeto 115Relaciones ponderales 210 y

231Relaciones volumétricas 210,

235 y 241Repulsión 12

S

Sacarosa 20Sal 20Sal neutra 160Sales 148Sales ácidas 161Sales haloides 160Semiconductores 138Separación por solubilidad 25Silicio 101Siliconas 137Símbolos químicos 71Sistema Stock 150Soldadura para electrónica 22Solidifi cación 14Sólido 14Solución 21Soluto 21Subíndice 145 y 165Sublimación 24Subniveles 53Sulfato de cobre (II) 150

Sulforafano 128Sustancias 19

T

Tabla cuántica 88 y 89Tabla de Mendeleiev 80 y 81Tabla periódica larga 81Tartrato de potasio 20Taxol 35Temperatura 11Temperatura absoluta 241Tendencias periódicas 102Teoría 4Teoría cinética molecular 12Termoquímica 29Tierras raras 90Torr 241Tríadas de Döbereiner 80Tritio 78

U

Unidad de masa atómica 76Uranio 73

V

Velocidad de reacción 187Vitamina E 180Volumen atómico 103Volumen molar 217

Y

Yeso 144Yodo 52 y 99


Health & Medicine

Quimica.inorganica