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Establecimiento Educacional:
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Año:
© Química 2º Año Medio Autora:
María Isabel Cabello Bravo. Licenciada en Educación. Profesora de Química. Universidad Metropolitana de Ciencias de la Educación. Magister en Ciencias de la Educación. Universidad Mayor.
2009 Ediciones Cal y Canto N° de inscripción: 167.011 ISBN: 978-956-8623-20-3 2010 Ediciones Cal y Canto N° de inscripción: 167.011 ISBN: 978-956-8623-20-3 Director Editorial: Editora Jefe: Editora: Diseño: Diagramación digital: Fotografías: Corrector de pruebas y estilo: Jefe de Producción: Asistente de Producción:
Jorge Muñoz Rau Alicia Manonellas Balladares Patricia Morales Inostroza María Jesús Moreno Guldman Juvenal Sepúlveda Aravena Rodolfo Acosta Castillo Banco de Fotos de Ediciones Cal y Canto Alejandro Cisternas Ulloa Cecilia Muñoz Rau Lorena Briceño González
El presente libro no puede ser reproducido ni en todo ni en parte, ni archivado, ni transmitido por ningún medio mecánico, electrónico, de grabación, CD-Rom, fotocopia, microfilmación u otra forma, sin la autorización escrita del editor. La materialidad y fabricación de este texto está certificado por el IDIEM - Universidad de Chile. Impreso RR Donnelley Se terminó de imprimir esta reimpresión de 243.124 ejemplares en el mes de diciembre de 2009.
T E X T O PA R A E L E S T U D I A N T E
QUIMICA 2º
m edio
María Isabel Cabello B.
Licenciada en Educación. Profesora de Química. Magíster en Ciencias de la Educación.
ESTRUCTURA DEL TEXTO
ENTRADA DE UNIDAD Se presenta una introducción de la Unidad acompañada de imágenes representativas y motivadoras junto a los Contenidos Mínimos Obligatorios. También encontrarás los aprendizajes esperados.
ENTRADA DE TEMA Presenta los Contenidos Mínimos Obligatorios acompañados de imágenes representativas, y un organizador gráfico conceptual con una sección de activación de conocimientos previos.
Sección de tamaño variable que te permite desarrollar y practicar las habilidades de pensamiento y de proceso relacionadas con el tratamiento de los contenidos. 4
CIENCIA EN ACCIÓN A través de grupos de trabajo colaborativo o en forma individual, tendrás un acercamiento práctico a los contenidos. Es importante que seas cuidadoso y observes las indicaciones de seguridad presentes en cada actividad.
DESAFÍO CIENTÍFICO
REVISTA CIENTÍFICA Aquí te encontrarás con interesantes lecturas del ámbito científico, siempre en el contexto de los temas que se están abordando.
Metacognición Pequeña sección orientada hacia la reflexión sobre el propio aprendizaje para desarrollar habilidades metacognitivas.
REVISEMOS LO APRENDIDO Al final de cada tema te encontrarás con la posibilidad de evaluar tus aprendizajes para saber cuál ha sido tu grado de avance y qué tienes que reforzar.
SÍNTESIS Esta página te será de gran ayuda, ya que en ella encontrarás los conceptos relevantes que te permiten consolidar tu aprendizaje.
S A B Í A S
Q U E :
En esta entretenida sección podrás enterarte de datos curiosos o de las diversas conexiones que tienen los contenidos tratados con situaciones de nuestra vida diaria.
CAMINO A... Te permite ensayar para rendir pruebas nacionales o internacionales.
MÁS QUE QUÍMICA Relaciona el contexto histórico con el avance de la ciencia en el mundo de hoy.
En http:// Bajo este nombre te entregamos páginas Web, donde puedes encontrar material complementario o de profundización a los temas.
5
ÍNDICE Contenidos
UNIDAD 1
Tema 1 Tema 1 El átomo
Modelo atómico de la materia
14 10
El átomo
Tema 2 Propiedades periódicas
12
19 29 35
Tabla periódica Metales, no metales y metaloides Propiedades periódicas
45 51 53
Hacia el concepto de enlace químico Símbolos de Lewis El enlace químico Estereoquímica - Geometría molecular Polaridad molecular Interacciones moleculares
71 72 74 83 87 89
El carbono Los hidrocarburos Hidrocarburos cíclicos Hidrocarburos de cadenas ramificadas Isomería
103 107 118 124 127
Funciones orgánicas Compuestos orgánicos polifuncionales
139 154
Disoluciones Solubilidad Concentraciones en disoluciones Cantidad de sustancia y número de átomos Estequiometría Propiedades coligativas de las disoluciones
172 175 176 180 188 194
Lo cítrico y lo dulce Teorías ácido-base Concepto de pH Cálculo de pH en ácidos y bases fuertes y débiles Ácidos y bases débiles Neutralización Amortiguadores
209 210 214 219 220 222 225
40
UNIDAD 2
Tema 1
Enlace químico
Los átomos se unen
64
66
Tema 1 Hidrocarburos
UNIDAD 3
El átomo Modelo mecanocuántico del átomo La configuración electrónica
98
Química orgánica Tema 2 Grupos funcionales
96
136
Tema 1 Disoluciones químicas
UNIDAD 4
168
Disoluciones Tema 2 Ácidos y bases
166
• Bibliografía: 232 6
206
Actividad exploratoria
La materia y su naturaleza eléctrica
15
Revista científica
Evaluación y síntesis
Autoevaluación
Tres hombres que marcaron el destino de las ciencias químicas
Revisemos lo aprendido: Autoevaluación Tema 1 38
39
37
Importancia de oligometales ionizados en los seres vivos
Revisemos lo apredido: Tema 2 Síntesis de la Unidad 1 59 Camino a...
Autoevaluación:
61
60 62 63
Revisemos lo aprendido 91 Síntesis de la Unidad 2 Camino a...
Ordenando elementos químicos ¿Cómo se clasifican los elementos químicos?
41
Combinación de átomos
67
La teoría cuántica de Max Planck
92 Autoevaluación: 94 95
93
Compuestos orgánicos e inorgánicos
99
El combustible de nuestro Revisemos lo aprendido Autoevaluación: cuerpo 133 Tema 1 134
135
Reconocimiento de grupos funcionales 137 Destilaciónde bebida alcohólica 144
La principal fuente de energía
Revisemos lo aprendido 161 Tema 2 162 Síntesis de la Unidad 3 164 Camino a... 165
Autoevaluación:
163
Disoluciones Preparación de disoluciones molares Propiedades coligativas
169 183 192
Mezclas de vital importancia
Revisemos lo aprendido 203 Tema 1 204
Autoevaluación:
205
Ácidos y bases Amortiguadores o disoluciones buffer
207 223
Revisemos lo aprendido Sistemas amortiguadores 228 de importancia vital 227 Tema 2 Síntesis de la Unidad 4 230 Camino a... 231
Autoevaluación:
229
48
7
LA ENSEÑANZA DE LAS CIENCIAS Metodología de la indagación “Ciencia en acción” Focalización
Observación Preguntas de investigación Formulación de hipótesis
Somos capaces de percibir a todos los seres vivos y objetos inertes que están a nuestro alrededor haciendo uso de nuestros órganos de los sentidos: vemos, escuchamos, olemos, gustamos y sentimos todo cuanto está a nuestro alrededor, y nos planteamos preguntas de nuestra realidad. Esta búsqueda del conocimiento debe estar acompañada de estrategias, vale decir, de formas de elegir, coordinar y aplicar procedimientos para encontrar la respuesta a un problema. El avance de las ciencias, que es una forma de ver el mundo, en general y en especial de la química, ha sido vertiginoso, exitoso y a expensas de largos periodos de trabajo individual y colectivo. Es precisamente la acumulación de los conocimientos obtenidos a partir del trabajo científico, la que permite comprender hechos cotidianos, curar enfermedades, mejorar procesos industriales, etc.
Exploración
Diseño experimental y experimentación
A medida que avances en este texto, conocerás y aplicarás muchas de las destrezas que emplean los científicos en su trabajo diario, y te darás cuenta de que muchas de ellas ya las utilizas. En las actividades planteadas en este texto podrás practicar y desarrollar habilidades científicas que te permitan comprender informadamente fenómenos naturales, buscar respuestas y soluciones a los problemas que se presentan a diario.
Registro de las observaciones Comparación
Recopilar y ordenar datos Análisis de datos Contrastar los resultados con la (s) hipótesis Aceptar o rechazar la (s) hipótesis Aplicación
Concluir y comunicación de los resultados Evaluación del trabajo realizado
8
Para desarrollar estas destrezas aplicaremos la metodología de la indagación, que considera las etapas de: Focalización - Exploración - Comparación - Aplicación. Etapas que pondrás en práctica cuando realices “Ciencia en acción”, de modo que, cuando observes, plantees las preguntas de la investigación y formules hipótesis, te encontrarás en la etapa de Focalización. Estarás en la etapa de Exploración cuando realices el diseño de la investigación, experimentes y realices tus observaciones. Establecerás la etapa de Comparación cuando recopiles, ordenes la información y analices los datos y, por último, realizarás la etapa de Aplicación cuando formules tus conclusiones y evalúes tu trabajo.
NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO Las normas de seguridad en el laboratorio serán acordadas con tu profesor(a); no obstante, ten presente las siguientes normas básicas: 1. Usa un delantal blanco para cuidar la ropa de reactivos que sean corrosivos o puedan mancharla. 2. Lee con atención las instrucciones antes de comenzar a hacer las actividades propuestas. 3. Cuando trabajes en equipo, verifica que cada integrante tenga claro sus roles en la actividad experimental. 4. La mesa de trabajo debe estar siempre limpia y ordenada. 5. Los residuos inservibles y los productos sólidos de desecho no deben abandonarse sobre la mesa ni arrojarse al suelo o al desagüe, sino únicamente a la basura o a los recipientes habilitados para ello. 6. Si salpica a tu cuerpo, manos, ojos, alguna sustancia, infórmale de inmediato a tu profesor(a). Recuerda usar guantes o anteojos de seguridad cuando se indique. 7. Nunca debe calentarse con el mechero un líquido que produzca vapores inflamables. Cuando se caliente un tubo de ensayo, debe cuidarse que la boca del tubo no se dirija hacia ninguna persona cercana. 8. Nunca deben dejarse los reactivos cerca de una fuente de calor. 9. Cualquier situación imprevista infórmala a tu profesor(a); por ejemplo: derrame de sustancias, quiebre de material de vidrio o cualquier duda que surja durante el desarrollo de la actividad. 10. No tomes ningún producto químico que el profesor(a) no te haya proporcionado. 11. No huelas, pruebes o toques con la manos ningún reactivo. 12. Los ácidos requieren un cuidado especial. Cuando quieras diluirlos, mézclalos, cuidando que el ácido sea depositado sobre el agua. 13. Los productos inflamables (gases, alcohol, éter, etc.) no deben estar cerca de fuentes de calor. Si hay que calentar tubos con estos productos, se hará a baño María, nunca directamente a la llama. Realizar estos procedimientos bajo campana. 14. Existen símbolos que se utilizan en las etiquetas de los envases que contienen los reactivos para indicar el grado de peligrosidad de los mismos: a. Explosivas: Sustancias que pueden explosionar bajo el efecto de una llama. b. Comburente: Sustancias que, en contacto con otras, originan una reacción fuertemente exotérmica, es decir, liberando calor. c. Tóxicas: Sustancias que por inhalación, ingestión o penetración cutánea pueden entrañar riesgos graves, agudos o crónicos e incluso la muerte. d. Irritantes: Sustancias no corrosivas que por contacto inmediato, prolongado o repetido con la piel o mucosas pueden provocar una reacción inflamatoria. e. Inflamables: Subdivididas como: - Extremadamente inflamables: Sustancias cuyo punto de ignición sea inferior a 0 °C y su punto de ebullición inferior o igual a 35 °C. - Fácilmente inflamables: Sustancias que a temperatura ambiente en el aire pueden inflamarse. f. Corrosivas: Sustancias y preparados que en contacto con los tejidos vivos puedan ejercer sobre ellos una acción destructiva. 15. Cuando trabajes con aparatos eléctricos verifica que los cables no estén cerca de tus pies y no los desenchufes tirando el cable. 16. Finalmente, cuando termines de trabajar: a. Desecha los reactivos según las indicaciones que se sugieren en el texto y/o consulta a tu profesor o profesora. b. Limpia o lava, si corresponde, los materiales. c. Deja limpio tu lugar de trabajo. ¡Manos a la obra! Con estas consideraciones tu trabajo y el de tus compañeros – científicos será exitoso y aprenderás química de forma entretenida.
EXPLOSIVO
COMBURENTE
TÓXICO
IRRITANTE
INFLAMABLE
CORROSIVO 9
HABILIDADES CIENTÍFICAS QUE TRABAJARÁS EN EL TEXTO Observación Gracias al uso de tus sentidos, podrás percibir objetos y sucesos. La observación metódica de un fenómeno u objeto en estudio te permitirá, además, desarrollar otras habilidades importantes del proceso científico, como inferir, comparar, clasificar y medir. A partir del proceso de observación surgirá naturalmente una pregunta que guiará el proceso de investigación. Medir y recopilar datos En la búsqueda de respuestas para la pregunta de investigación, deberás medir y recopilar datos del fenómeno u objeto en estudio. Para ello usarás diferentes medios e instrumentos. Diseñar, elaborar y usar modelos Para observar el fenómeno u objeto de estudio emplearás diversos medios, siendo uno de los más comunes los modelos, que son interpretaciones a escala de cosas muy pequeñas o muy grandes. Por ejemplo, el modelo del átomo. Como no puedes manipular un átomo, harás un modelo de él, aumentando su tamaño ¡millones de veces! Esto, además, te permitirá poner en práctica la creatividad. De hecho, los experimentos en sí mismos son modelos que te harán obtener respuestas. Predicción Incluso, antes de poner a funcionar tu modelo o un experimento, hurgando en tus conocimientos y experiencias, además de la información que te entregue la observación, podrías predecir lo que sucederá. Inferencia Formarás tu propio juicio a partir de la observación y del razonamiento. Esta inferencia es válida, pero no siempre correcta, razón por la cual tu juicio se transforma en una hipótesis, la que deberás necesariamente poner a prueba para saber si es o no correcta. Formular hipótesis Las hipótesis son suposiciones sobre la relación existente entre variables que explican el comportamiento de un objeto o que influyen en un hecho. Al experimentar podrás confirmarla o no. Si no puedes comprobarla, será necesario que formules una nueva y vuelvas a ponerla a prueba. Identificar y controlar variables En cursos anteriores has aprendido que existen dos tipos de variables: las independientes (causas) y las dependientes (efectos). Al identificar las variables en un trabajo experimental podrás controlarlas y ver qué ocurre con el objeto o hecho estudiado, es decir, cómo se comporta la independiente y qué efecto tiene sobre la dependiente. Experimentar Como te has podido dar cuenta, experimentar te permitirá observar la validez de la hipótesis planteada. Para ello realizarás diferentes procesos, utilizando instrumentos y reactivos para controlar variables, realizar observaciones, medir y recopilar datos.
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Presentar datos y resultados Los datos obtenidos (no sólo en actividades experimentales, también en actividades teóricas y prácticas) podrás presentarlos en tablas, gráficos o esquemas para mostrar ordenada y coherentemente los resultados obtenidos. Sacar conclusiones y comunicar Basándote en los datos obtenidos y la presentación de los resultados, podrás sacar conclusiones gracias al análisis que hagas de ellos, las cuales deberás comunicar para compartir tus aprendizajes con otros compañeros–científicos. Todo lo anterior será posible sólo si trabajas individualmente o en equipo con responsabilidad, efectividad y eficiencia. Cuando trabajas así, logras alcanzar los aprendizajes esperados, pues tú y todos los de tu equipo se involucran en la aventura de “aprender ciencias”. Ten presente los siguientes consejos cuando debas realizar un trabajo en equipo: 1. Objetivo claro y común: Cada uno de los integrantes del equipo sabe qué hacer y por qué lo harán. 2. Responsabilidad: Cada integrante sabe que su trabajo es fundamental para el éxito del equipo y, por ende, actúa con responsabilidad y sentido del deber, considerando que sus acciones inciden en el bienestar de todos los miembros. Por ejemplo, al respetar las normas de seguridad en laboratorio. 3. Organización: Se distribuirán todas las tareas que emanen de una actividad. Esto no significa que dividirán los trabajos parcializadamente, haciendo responsable a cada uno de una determinada parte; por lo contrario, se organizarán para que todos y cada uno conozca las diferentes etapas y resultados del trabajo y así puedan suplir las necesidades que emerjan si uno de los integrantes se ausenta. 4. Coordinación: Cada uno de los integrantes sabe la actividad que debe realizar, se ha preocupado de estar informado(a) y actúa en conjunto con sus compañeros– científicos. 5. Rotación: Las tareas deberán rotar entre los integrantes del equipo en cada actividad para que todos puedan desarrollar y practicar las habilidades asociadas a la tarea. Por ejemplo: observar, medir, presentar resultados, comunicar, etc.
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UNIDAD 1 Modelo atómico de la materia Introducción ¿Cómo está constituida la materia? es una pregunta que tiene tantos años como la propia humanidad. Desde los filósofos de la antigua Grecia hasta los grandes científicos de nuestra era han basado su trabajo en este cuestionamiento y en las respuestas que a lo largo de la historia se han obtenido, llegando a una gran conclusión: “la materia está constituida por átomos”. En la actualidad, sabemos que la materia está constituida por átomos, pero ¿cómo son?, ¿qué características tienen? El modelo atómico de la materia ha logrado dar respuesta a los cuestionamientos antes planteados, permitiendo a los científicos avanzar vertiginosamente en la explicación cabal de gran número de fenómenos cotidianos y extraordinarios, como es la energía nuclear, la transmutación de los elementos y de algo tan simple como la preparación de una taza de café. Te preguntarás, entonces, ¿qué es el modelo atómico? Tal como su nombre lo indica, es una aproximación a la realidad del átomo, que se ha construido gracias al aporte de las ciencias físicas, la matemática y la química.
Estudiarás en esta Unidad: • Modelo atómico de la materia. • El átomo. • Propiedades periódicas de los elementos. • Modelos de enlace.
Al finalizar esta Unidad se espera que aprendas a: • Reconocer que toda la materia consiste en combinaciones de una variedad de átomos que están constituidos por un núcleo y electrones e identificar los dos elementos más abundantes en el Universo, en la corteza terrestre, en la atmósfera y en el cuerpo humano. • Relacionar el número de protones en el núcleo con un determinado elemento del sistema periódico, estableciendo que el número de electrones en el átomo neutro es igual al número de protones en el núcleo, y a aplicar este principio a la determinación de la carga eléctrica de iones monoatómicos. • Conocer la descripción elemental de algunos modelos atómicos precursores de la teoría moderna del átomo y a valorar su importancia histórica. • Conocer los nombres y símbolos de los primeros diez elementos del sistema periódico, a construir sus configuraciones electrónicas y, de acuerdo con su
posición dentro del período, a hacer una predicción razonable acerca de si sus características serán metálicas o no metálicas. • Reconocer que muchas de las propiedades de los elementos se repiten periódicamente, y a valorar el ordenamiento de los elementos en el sistema periódico como el resultado de un proceso histórico en la búsqueda de sistematizar y ordenar una gran cantidad de información. • Distinguir las propiedades de radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad y a reconocerlas como propiedades periódicas. • Desarrollar habilidades de observación, razonamiento e investigación, así como las de exposición y comunicación de resultados experimentales o de indagación, que te permitirán comprender la realidad desde una perspectiva científica. 13
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
TEMA 1 El átomo Estudiarás en este tema:
• Modelo atómico de la materia. Caracterización de los constituyentes del átomo. • El átomo. Su variedad. Abundancia relativa en diferentes medios. Sus dimensiones en comparación con la materia macroscópica. Número atómico. Configuración electrónica y comportamiento químico.
El conocimiento del modelo del átomo te permitirá comprender su comportamiento, entregándote finalmente las herramientas necesarias para entender diversos fenómenos naturales. Completa el siguiente esquema conceptual de acuerdo con lo aprendido en el curso anterior:
Materia constituida por Átomos varios distintos
varios iguales Elementos
(1) presentan en su estructura Corteza
(2) están
están
Protón carga
(3) carga
(5)
(6) carga
(4)
(7)
Y para comenzar...
Cabello electrizado por frotamiento con globos.
Cabello electrizado por contacto con el generador Van der Graaf.
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1. Cuando usas chalecos o bufandas de lana suele suceder que al momento de sacarlos de tu cuerpo, el pelo sigue el movimiento de estos, porque “se pega a la ropa”. - ¿Cómo puedes explicar este hecho? 2. Al frotar un objeto plástico en tu pelo o sobre la ropa y luego acercarlo al extremo de una hoja de papel, esta última es atraída por el plástico. - ¿Por qué crees que sucede eso? - Si no se frota el plástico, ¿es posible que éste atraiga al papel? 3. Al acercar dos globos que han sido frotados en el cabello de dos individuos, se observa que estos se repelen. Esto sucede porque: a. Los globos... b. El cabello... Comenta tus respuestas con tus compañeros y compañeras. ¿Llegaron todos a las mismas respuestas? De lo contrario, ¿cuál es la idea que más se repite?, ¿cuál de todas las respuestas es la correcta?
TEMA 1: EL ÁTOMO
La materia y su naturaleza eléctrica
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos: - El comportamiento eléctrico de la materia. Introducción Para abordar con éxito un trabajo, los científicos aplican el método científico, que en términos muy simples se define como la forma en que podemos estudiar cualquier aspecto del Universo mediante observaciones cuidadosas y experimentos muy bien planificados. En esta actividad podrás seguir la secuencia de un trabajo experimental, es decir, aplicar dicho método y practicar algunas de las destrezas indicadas en las páginas 8 y 10 del texto (si tienes dudas al respecto, vuelve a leerlas). Objetivos: a. Observar el comportamiento eléctrico de la materia. b. Observar la atracción y repulsión entre objetos. c. Valorar la experimentación científica como medio de comprobación y explicación de fenómenos cotidianos. d. Reconocer los pasos que se deben seguir en un experimento. e. Comprender la importancia de tomar mediciones exactas durante un experimento. f. Aprender a trabajar en equipo. Paso 1: La observación Probablemente con anterioridad a la actividad “Y para comenzar...” ya habían observado que al usar prendas de vestir de lana, el pelo experimentaba una atracción, y al frotar un objeto de plástico sobre la ropa o el pelo, éste era capaz de atraer trozos de papel, es decir, habías observado un hecho científico y te habrías preguntado ¿por qué al frotar un cuerpo éste es capaz de atraer a otro?
Habilidades a desarrollar: - Observación. - Predicción. - Recopilación de datos. - Identificación de variables. - Interpretación de datos. - Sacar conclusiones.
Materiales • Dos globos. • Dos trozos de hilo de 15 cm de largo, aproximadamente. • Una pieza de ropa de lana o acrílico (de preferencia un guante o un calcetín). • Una hoja de papel blanco. • Una regla plástica.
Paso 2: Preguntas de investigación Para responder la primera pregunta, los científicos, y ahora ustedes, plantearán preguntas de investigación a las que pueden dar respuesta una vez que las sometan a pruebas experimentales. Por ejemplo: ¿qué sucede en un cuerpo cuando es frotado con otro?, ¿si el plástico no es frotado, es capaz de atraer papel?, ¿si cambio el plástico por un objeto metálico se producirá atracción con el papel?, etc. ¿Qué otras preguntas de investigación se les ocurren? Paso 3: Formulación de hipótesis Basados en sus experiencias y conocimientos previos, los científicos dan posibles respuestas a las preguntas planteadas. Por ejemplo: para la pregunta ¿sólo cuando usas ropa de lana el pelo se “electriza”?, se podría decir, “no, también ocurre cuando uso otro tipo de ropa”. Todas las respuestas a ésta y otras preguntas son inferencias. Para determinar si las inferencias son correctas o no mediante la experimentación, deben ser formuladas como hipótesis, es decir, deben ser planteadas como enunciados en los que las variables involucradas sean observables o medibles. ¿Qué hipótesis de trabajo podrían plantear? 15
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Paso 4: Diseño experimental Con la finalidad de comprobar la validez de la hipótesis experimental, emplearán materiales y reactivos; lean con atención cada uno de los procedimientos propuestos. 1. Dispongan sobre la mesa de trabajo todos los materiales. Recuerden trabajar en un lugar limpio. 2. Dividan la hoja de papel en trozos pequeños de similar tamaño y guárdenlos. 3. Inflen los globos hasta un tamaño medio, similar para ambos, y átenlos a los trozos de hilo por separado. 4. Froten sólo un globo en el cabello de un compañero o compañera por 15 segundos. Asegúrense de frotar todo el globo. Luego levántenlo sobre la cabeza del compañero o compañera algunos centímetros. 5. Repitan el punto 4, pero dispongan el globo sobre los trozos de papel dispuestos en la mesa. 6. Froten ambos globos sobre el cabello de dos compañeros o compañeras distintos por 30 segundos. Tomen los globos por los hilos, dejénlos colgar libremente, acérquenlos con cuidado, sin permitir que se toquen. 7. Rápidamente, un integrante del grupo pondrá su mano entre ambos globos. 8. Repitan los puntos 4 al 7, reemplazando el cabello de los compañeros o compañeras por el calcetín o guante. 9. Froten la regla plástica y acérquenla a uno de los globos. Paso 5: Registro de observaciones Los científicos deben hacer un registro de observaciones ordenado, en el que reúnan los datos, para luego analizarlos y obtener conclusiones. En esta ocasión se propone reunir los datos en la siguiente tabla. En otras actividades ustedes como grupo, más adelante, deberán decidir cómo registrar las observaciones. Procesos 1. ¿Qué sucede al frotar el globo en el cabello de un compañero o compañera y levantarlo sobre su cabeza? 2. ¿Qué se observó al frotar un globo en el cabello de un compañero o compañera y disponerlo sobre los trozos de papel que estaban en la mesa? 3. ¿Qué se observa cuando se frotan ambos globos sobre el cabello de dos compañeros o compañeras por 30 segundos y luego se disponen uno cerca del otro? 4. ¿Qué se observa cuando se frotan ambos globos sobre el cabello de dos compañeros o compañeras por 30 segundos y luego se disponen uno cerca del otro y un compañero o compañera puso su mano entre ambos globos? ¿Qué sintió él o ella en su mano? 5. ¿Qué sucedió al reemplazar la superficie de frotación? 6. ¿Qué sucede al frotar una regla plástica y acercarla a uno de los globos?
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Observaciones
TEMA 1: EL ÁTOMO
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos Al registrar las observaciones podrán recopilar datos y ordenarlos para posteriormente hacer un análisis. En este caso emplearán la tabla propuesta a continuación; en otros experimentos podrían recurrir a gráficos, esquemas, organizadores gráficos. Han observado fenómenos de atracción y repulsión. Para completar la tabla usen la siguiente simbología: + Atracción Gran atracción - Repulsión Gran repulsión Proceso
Cabello
Calcetín / Guante
Globo sobre el cabello Globo sobre el papel Globo sobre globo
esc r
esc r
i
u cuader no
i
t en be
Globo sobre lana
t en be
u cuader no
Globo sobre regla plástica
Paso 7: Análisis de datos Al analizar los datos obtenidos podrán responder las preguntas de investigación planteadas y, finalmente, comprender por qué al frotar un cuerpo, éste es capaz de atraer a otro. Para dar respuestas a estas preguntas se debe estructurar un orden de análisis que les permita comprobar la validez de la hipótesis. Contesten las siguientes preguntas. Para ello deben investigar o consultar a su profesor o profesora, pues les orientará en el análisis: 1. ¿Qué sucede con un cuerpo al ser frotado? 2. Definan los siguientes conceptos: repulsión y atracción eléctrica. 3. ¿Cómo explicarían el efecto que tiene el globo frotado sobre el cabello o la prenda de vestir sobre el propio cabello y el papel? 4. Cómo explicarían lo que sucede al acercar los globos frotados en: - El cabello de diferentes compañeros o compañeras. - El calcetín o guante. 5. ¿Qué es la “fuerza electrostática”?, ¿cómo se relaciona con esta experiencia? 6. Investiguen cómo funciona un pararrayo y apliquen lo aprendido en este laboratorio para explicar qué ocurre cuando recibe una descarga eléctrica de la atmósfera. Paso 8: Conclusión y comunicación resultados Finalmente, están en condiciones de señalar por qué al frotar un cuerpo, éste es capaz de atraer a otro. Redacten una conclusión final en la que señalen sus observaciones experimentales y explicaciones sobre el hecho. Para comunicar sus resultados a sus compañeros y compañeras, elaboren un díptico informativo y entreguen una copia a cada grupo de trabajo. 17
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Paso 9: Evaluación del trabajo realizado Es importante evaluar el trabajo del equipo para observar fortalezas y debilidades. Las primeras con el fin de reforzarlas y las segundas, de superarlas. Completa la siguiente tabla en forma individual con responsabilidad y seriedad marcando con una X el casillero que corresponda y posteriormente reúnete con tus compañeros y compañeras de trabajo para conversar y concluir. La simbología utilizada como indicador de evaluación es: + Lo hice bien + – Lo hice, pero podría haberlo hecho mejor. – No lo hice
CUIDA EL AMBIENTE: Una vez terminada la actividad, elimina los residuos en el basurero y deja tu puesto de trabajo limpio.
Aspectos por evaluar
+ +–
–
Me preocupé de leer las habilidades que voy a desarrollar en esta actividad experimental. Examiné cada uno de los pasos planteados en “Ciencia en acción”. Repasé los pasos que no comprendí con la primera lectura. Me preocupé de entender el diseño de la actividad experimental. Fui responsable en las labores que me fueron confiadas. Me preocupé de conocer las acciones de cada uno de los integrantes del equipo. Fui respetuoso del trabajo realizado por los otros integrantes del equipo. Cooperé activamente para que el trabajo desarrollado fuera efectivo y seguro. t en be
u cuader no
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Mis compañeros y compañeras actuaron responsablemente.
esc r
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Actué coordinadamente con mi equipo.
u cuader no
Cuidé de dejar mi espacio de trabajo limpio y ordenado. En general, evalúo mi participación en “Ciencia en acción” como:
¿Quieres decir algo más? Finalmente, conversa con tu equipo de trabajo. 1. ¿Qué dificultades se presentaron durante el trabajo? ¿Qué soluciones y medidas se tomarán para que no se vuelvan a repetir en las próximas actividades en las que trabajen juntos(as)? 2. ¿Qué aprendieron en esta jornada respecto al trabajo en equipo?
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TEMA 1: EL ÁTOMO
El átomo Durante el período cosmológico, los filósofos de la antigua Grecia buscaban una explicación respecto del origen del Universo, centrando su atención en la búsqueda del primer elemento. Algunos indicaron el agua, otros el aire y otros al fuego como el elemento que respondía a sus inquietudes. Así sucesivamente, hasta el período atomicista, inaugurado por Demócrito (460 – 370 a. C.) en el siglo IV a.C. Él pensó que al dividir la materia muchas veces se llegaría a un punto en el que obtendría una partícula que no se podría dividir más, pero que conservaría las propiedades de la materia original. A esa diminuta partícula de características especiales la denominó átomo, palabra griega que significa sin división. Entonces concluyó que las propiedades de la materia que son perceptibles para nosotros podrían ser explicadas por las propiedades y el comportamiento de los átomos, que no se pueden distinguir directamente. Hoy sabemos que Demócrito tenía la razón respecto a la composición de la materia. De hecho, elementos como el oxígeno (O), el nitrógeno (N), el carbono (C), el hidrógeno (H) están constituidos por átomos de un sólo tipo, siendo estos la base fundamental de nuestra vida y la explicación a la constitución del Universo. Por ejemplo, el Universo presenta en su composición 99% en masa de hidrógeno y helio (He); la corteza terrestre 74,3% en masa de oxígeno y silicio (Si); la atmósfera 99% en masa de nitrógeno y oxígeno, en el cuerpo humano 93% en masa de carbono y oxígeno, y en el agua de mar 55% de cloro (Cl) y 30,6 % de sodio (Na).
Demócrito fue un filósofo griego nacido en Abdera hacia 460 a. C. Sostenía que los átomos eran eternos, inmutables e indestructibles. Entre un átomo y otro sólo existía el vacío.
Sin embargo, su teoría no fue valorada en aquella época, y el estudio científico del átomo comenzó sólo a fines del siglo XIX, prevaleciendo hasta ese momento las ideas de Aristóteles sobre la continuidad de la materia, que significaba que podía subdividirse infinitamente en trozos cada vez más pequeños, por tanto, conocer la composición de la materia fue un tema que se mantuvo en suspenso por mucho tiempo.
Teoría atómica de John Dalton En 1803, el científico inglés John Dalton retomó la idea de Demócrito, señalando los siguientes postulados básicos respecto a la constitución y comportamiento de la materia: 1. Toda la materia está formada por átomos. 2. Los átomos son partículas indivisibles e invisibles. 3. Los átomos de un mismo elemento son de la misma clase y tienen igual masa. 4. Los átomos que conforman los compuestos están en relación de números enteros y sencillos; pueden ser de dos o más clases diferentes. 5. Los cambios químicos corresponden a una combinación por separación o reordenamiento de átomos que forman parte de una reacción química.
John Dalton (1766 – 1884). Célebre químico y físico inglés, nacido en Cumberland, Reino Unido.
En http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0280-01/Daltonholton.html para investigar más de los aportes de Dalton respecto a la teoría atómica. 19
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
e–
E
e–
–
+
Figura 1. Tubo de rayos catódicos.
MÁS QUE QUÍMICA Nosotros también empleamos durante largo tiempo los tubos que utilizó Thomson en su experimento… Sucede que las pantallas de televisor consistían en un gran cañón de electrones que eran disparados contra una superficie fluorescente. Hoy el principio es el mismo, sin embargo la técnica ha evolucionado. Puedes comenzar a valorar lo importante que han sido los aportes de este científico no sólo en su época, sino la proyección de sus descubrimientos.
Gracias a los postulados de Dalton, que permitían definir al átomo como la “unidad básica de un elemento que puede intervenir en una combinación química”, el mundo científico centró sus esfuerzos en la investigación de esta invisible partícula, que podía tener la respuesta a la pregunta planteada hace millones de años: ¿cómo está conformada la materia? En 1850, Sir William Crookes construyó un tubo de descarga, que es un tubo de vidrio con electrodos metálicos en sus extremos, conectados a una fuente de energía de corriente continua. Al hacer el vacío en el tubo, se observó la emisión de luz, que viaja desde el cátodo (polo negativo) hacia el ánodo (polo positivo). Por ello denominó a la emisión rayos catódicos.
El modelo atómico de Sir Joseph John Thomson A partir de los experimentos realizados en el tubo de rayos catódicos, Thomson determinó que el rayo emitido estaba constituido por cargas negativas, pues eran atraídas por el polo positivo. Como este fenómeno se producía sin alteración, independiente del gas a baja presión que se encontraba dentro del tubo, dedujo que esta partícula era común a todos los tipos de átomos. Sabiendo que los átomos eran eléctricamente neutros, Thomson estableció que para que esta condición se cumpla, un átomo debe contener la misma cantidad de cargas negativas y positivas.Y las cargas negativas fueron bautizadas como electrones (e–). En 1906, Robert Millikan determinó que los electrones (e–) tenían una carga igual a –1,6 · 10–19 culombio o coulomb (C), lo que permitió además establecer su masa, infinitamente pequeña, equivalente a 9,109 · 10–31 kg. Basado en los supuestos establecidos respecto a la electroneutralidad de los átomos, propuso el primer modelo atómico, que podía caracterizarse como una esfera de carga positiva en la cual se incrustaban los electrones (cargas negativas), como un “queque inglés”(Figura 2). Esfera de carga positiva
Electrones
Figura 2. Modelo atómico de Thomson. Sir J.J. Thomson (1856 – 1940) físico británico que descubrió el electrón y determinó su carga negativa. Obtuvo el Premio Nobel en Física en 1906.
En el mismo período los experimentos realizados por Eugene Goldstein en 1886 en los tubos de descarga de cátodo perforado le permitieron determinar que las cargas positivas que Rutherford denominó protones tenían una masa de 1,6726 · 10–27 kg y una carga eléctrica de +1,6 · 10–19 C.
En http://www.sefm.es/revista/boletin6/Thompsom.html investiga más sobre los trabajos experimentales de Thomson con los tubos de descarga. 20
TEMA 1: EL ÁTOMO
Modelo atómico de Lord Ernest Rutherford En 1910, el físico E. Rutherford sugirió que las cargas positivas del átomo se encontraban concentradas en el centro de éste, en el núcleo, y los electrones (e–) en torno a él. Rutherford estableció esta conclusión cuando utilizó un haz de radiación alfa (núcleos de helio) para bombardear delgadas láminas metálicas de oro (Au), rodeadas por una pantalla de sulfuro de zinc (ZnS), que tenía la particularidad de producir destellos con el choque de las emisiones alfa. Para ello montó un sistema como el que muestra la Figura 3.
Fuente de partículas alfa
Rayo de partículas alfa
Lámina de oro
Ernest Rutherford (1871 – 1937). Físico neozelandés, que recibió el Premio Nobel de Química en 1908, por sus trabajos en el modelo atómico de la materia.
Pantalla fluorescente Pantalla protectora de plomo
Figura 3. Montaje que le permitió a Rutherford deducir el modelo atómico nuclear.
Al experimentar observó que una gran parte de las emisiones atravesaban la lámina de oro, algunas en línea recta, tal como se esperaba, pero lo más sorprendente era que algunas eran desviadas de su trayectoria y otras incluso “rebotaban”contra la lámina.
Partículas alfa
Núcleo
SABÍAS
QUE:
Rutherford es considerado el padre de la física nuclear, pues, además de descubrir las partículas alfa () y beta (), determinó que la radiactividad se producía por la desintegración de los elementos.
Átomos de láminas de oro
Figura 4. Detalle de las partículas alfa impactando la lámina de oro.
A partir de las observaciones y datos recopilados de su experimentación, Rutherford concluyó que el átomo presentaba un centro positivo, puesto que cuando se acercaban eran desviadas de su trayectoria y cuando lo impactaban directamente “rebotaban”por efecto de la repulsión, como muestra la Figura 4. El centro positivo fue denominado núcleo y sus partículas constituyentes de carga positiva, protones (p+). Finalmente, describe un modelo atómico conocido como “modelo nuclear de Rutherford”, en el cual plantea la existencia de un núcleo positivo y los electrones forman una corona alrededor del núcleo (Figura 5).
Figura 5. Modelo atómico de Rutherford.
21
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Investigación. - Deducción.
1. ¿Cuál es la diferencia de masa entre el electrón y el protón? Revisa tu texto de estudio y consulta a tu profesor o profesora en caso de duda. 2. Una vez que determines sus valores, reflexiona. ¿Será importante la diferencia de masa para el comportamiento del átomo? 3. ¿Cuál es la imagen que tienes del átomo hasta el momento de acuerdo con los antecedentes que manejas con el apoyo del texto y la actividad de indagación de “Ciencia en acción” sobre “La materia y su naturaleza eléctrica”?, ¿qué fenómenos podrías explicar a partir de esa idea de átomo?, ¿puedes dibujarlo?, ¿existen diferencias con los modelos dibujados por tus compañeros y compañeras?
Como podrás observar y calcular, la masa de un protón es 1.836 veces mayor que la del electrón (e–); por lo tanto, era lógico pensar que la masa de un átomo dependía fundamentalmente de la cantidad de protones que presentaba. Asimismo, un átomo que tenía la mitad de protones que otros, debía también pesar la mitad. Aun cuando esta deducción es válida en teoría, se encontró experimentalmente que el helio (He), átomo constituido por dos protones, no pesaba el doble que el de hidrógeno (constituido por sólo un electrón y un protón), sino que lo cuadruplicaba… ¿Cómo era esto posible? La única explicación lógica era la existencia de una tercera partícula subatómica.
James Chadwick (1891 – 1974), físico inglés que obtiene el Premio Nobel de Física en 1935 por el descubrimiento del neutrón.
En 1932, el científico inglés, James Chadwick demuestra la existencia de partículas subatómicas eléctricamente neutras, a las que llamó neutrones (n), que se ubicarían en el núcleo, cuya masa era aproximadamente la misma del protón. Por lo tanto, el helio (He) estaría constituido por dos neutrones, dos protones y dos electrones, lo que explicaría la diferencia de masa respecto al hidrógeno.
Modelo atómico de Niels Bohr SABÍAS
QUE:
Radiación alfa. Son iones de helio con carga positiva, expulsados a alta velocidad por ciertos elementos radiactivos. Se simboliza por 42 He2+.
En 1913, Niels Bohr, gracias al espectro del átomo de hidrógeno, observó que las líneas de espectro eran diferentes, lo que le permitió deducir que dichas líneas existían por el viaje de los electrones (e–) en diferentes niveles de energía dentro del átomo. Postuló que: 1. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas. 2. Cuando un electrón gira en un nivel de energía determinado, no emite ni absorbe energía, sino que presenta un “estado estacionario”, conocido como “estado fundamental o basal”. 3. Cuando un átomo absorbe energía, el electrón “salta”a un nivel más externo; por el contrario, si el electrón regresa a un nivel interno, emite energía, es decir, cuando el electrón salta a un nivel más externo se encuentra en “estado excitado”.
En http://personal5.iddeo.es/pefeco/Tabla/historiaatomo.htm encontrarás una descripción histórica de la evolución del átomo. 22
TEMA 1: EL ÁTOMO
De los postulados 1 y 2, Bohr deduce que “la energía está cuantizada; a nivel electrónico la energía no es una variable continua, como lo son en el mundo macroscópico las formas de energía conocidas”. Para este modelo los electrones giran en órbitas circulares, ocupando la de menor energía posible, es decir, la más cercana al núcleo.
Niels Bohr (1885 – 1962), físico danés. Recibió el Premio Nobel de Física en 1922 por sus trabajos sobre la estructura atómica y la radiación.
Figura 6. Átomo de hidrógeno según Niels Bohr.
En síntesis, en el átomo encontramos:
Partículas subatómicas
Símbolo
Ubicación
Masa (kilogramos)
Carga (Coulomb)
Protones
p+
núcleo
1,6726 · 10–27 kg +1,6 · 10–19 C
Neutrones
n
núcleo
1,675 · 10–27 kg
0C
Electrones
e–
alrededor del núcleo
9,109 · 10–31 kg
–1,6 · 10–19 C
1. Respecto a la tabla resumen de las partículas atómicas ¿qué conclusiones puedes formular? 2. Elabora un breve texto con las conclusiones que formulaste de la tabla resumen. 3. Escribe algunas hipótesis sobre la composición de la materia. Considerando los siguientes elementos: se enuncia el problema, se formula la solución probable y se proponen los resultados. Por ejemplo: el riesgo de cáncer pulmonar es mayor en los jóvenes fumadores que entre los jóvenes no fumadores. 4. ¿Qué son los espectros atómicos y cómo se relacionan con la explicación de la existencia de los colores? 5. Investiga qué postuló Max Planck en su teoría cuántica. 6. Según el diagrama del átomo de hidrógeno (Figura 6), ¿qué puedes decir respecto de: a. El núcleo. b. La corteza. c. Niveles de energía o capas concéntricas.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Relación de datos. - Planteamiento de hipótesis. - Investigación bibliográfica.
En http://www.astrocosmo.cl/ anexos/m-ato_bohr.htm encontrarás el trabajo de Niels Bohr que lo llevó a postular un modelo atómico. 23
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Deducción. - Relación de datos.
1. En grupos de cuatro integrantes, desarrollen la siguiente actividad: Si el átomo se puede definir como “unidad estructural y funcional de la materia, que presenta un núcleo formado por protones y neutrones, además de órbitas en las que giran alrededor del núcleo, donde se ubican los electrones”: a. Completen la siguiente tabla indicando los aportes de cada uno de los científicos para la construcción del actual modelo atómico. Científicos Thomson Rutherford Bohr
Aportes
b. Postulen una hipótesis que explique el error de los modelos atómicos de Thomson y Rutherford, lo que llevó a otros científicos a plantear un nuevo modelo atómico. c. Redacten un escrito de dos planas como máximo, en el cual expliquen el valor de los estudios científicos en pos de la búsqueda de la estructura del átomo y su trascendencia en el actual desarrollo de las ciencias. d. Dibujen en una hoja de bloc los modelos atómicos de: 1. Thomson. 2. Rutherford. 3. Bohr. Para ello, dividan la hoja en cuatro partes iguales, en cada una de las cuales dibujarán los modelos, identificando estructuras y partículas subatómicas. Los electrones píntenlos de color rojo, los protones de color azul, los neutrones de color amarillo y las órbitas de color verde. e. Observen atentamente su obra y en la parte posterior de la hoja indiquen las diferencias y similitudes de los modelos. f. Observen con atención los modelos que han dibujado. ¿Qué han aprendido? ¿Qué dificultades se presentaron?
El aprendizaje es un proceso constante y sistemático. Al respecto, marca, según corresponda, si usas o no las siguientes estrategias metacognitivas: Criterios 1. Diriges tu atención hacia información clave. 2. Estimulas la codificación, vinculando la información nueva con la que ya estaba en tu memoria. 3. Construyes esquemas mentales que organizan y explican la información que estás procesando. 4. Favoreces la vinculación de informaciones provenientes de distintas áreas o disciplinas. 5. Permites conocer las acciones y situaciones que nos facilitan el aprendizaje para que podamos repetir esas acciones o crear las condiciones y situaciones óptimas para aprender bajo nuestro estilo.
Si el mayor número de respuestas es no, intenta realizar la estrategia mencionada para fortalecer tus habilidades metacognitivas. 24
Sí
No
TEMA 1: EL ÁTOMO
La estructura atómica Tal como se indicó con anterioridad, entre las características que se encontraron en el estudio de la estructura atómica se pudo establecer que los átomos estarían constituidos por electrones en las órbitas, protones y neutrones, en el núcleo. Se estableció también, que la masa de los protones y los neutrones era prácticamente idéntica (aun cuando no es la misma), mientras que la de los electrones es 1.836 veces menor. Pero ¿cómo saber cuántas partículas subatómicas constituyen un átomo? Con los postulados de los científicos Thomson, Rutherford, Bohr, Goldstein, Millikan y Chadwick se puede establecer lo siguiente: • La masa de un átomo está concentrada en su núcleo; por lo tanto, la suma de los protones y neutrones determina la masa atómica. • Los electrones son tan pequeños en masa que en la masa total del átomo su aporte no es perceptible. • Los átomos son neutros, es decir, presentan la misma cantidad de protones y de electrones.
SABÍAS
QUE:
El tamaño del núcleo del átomo es comparable con una pelota de tenis en el centro del Estadio Nacional, y los electrones estarían ubicados en las galerías.
En 1913, Henry Moseley registra los espectros de rayos X emitidos en los tubos de descarga, en los que el ánodo se encontraba bañado por diversos elementos. Para su asombro, los espectros presentaron una función de un número entero, específico para cada elemento, al cual denominó número atómico (Z), que representaba la cantidad de cargas positivas de los átomos; por lo tanto: Z = p+ El número másico o número de masa (A) representa la cantidad de protones y neutrones que hay en el núcleo; por lo tanto: A = p+ + n Como el número atómico (Z) representa el número de protones del átomo, el número de neutrones será: n=A–Z La masa atómica es la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma). Pero como no todos los átomos de una especie poseen la misma cantidad de neutrones, la masa atómica es un valor promedio, por lo que suele no ser un número entero. Si observas la Tabla periódica de los elementos, encontrarás que Z y masa atómica se encuentran determinados para cada elemento. Generalmente, se acepta que el valor de la masa atómica se aproxime a un número entero. Número atómico (Z)
11
22,990
Masa atómica o peso atómico
Na Sodio
Por ejemplo, para el sodio (Na), el número atómico (Z) es 11 y el másico (A) 23 22,9 23. Lo que se anota de la siguiente forma: 11 Na Por esto se suele decir que la masa atómica es igual a p+ + n, lo que es igual al número másico (A), de la especie más abundante de dicho átomo. 25
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Si Z = 11, y Z = p+, entonces el Na tiene 11 protones. Como los átomos son neutros, si presenta p+ = 11, entonces e– = 11. Luego A = p+ + n
SABÍAS
QUE:
Un catión esencial en nuestra dieta es el sodio como Na+ que a nivel extracelular participa en la regulación de la presión osmótica y la transmisión del impulso nervioso. Mientras que un anión importante es el cloro como Cl–, que a nivel extracelular hace posible la síntesis del ácido clorhídrico estomacal.
Donde A = 23 y p+ = 11, por lo tanto, al reemplazar los valores de A y p en la ecuación A = p+ + n, se obtiene: 23 = 11 + n Y al despejar n: n = 23 – 11 n = 12 Finalmente, sabemos que el sodio tiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones, lo que es representado en un diagrama atómico (Figura 7), que esquematiza la estructura del átomo.
11 p+ 12 n
11 e–
Figura 7. Diagrama del átomo de sodio.
El comportamiento neutro de los átomos se explica por la igualdad de protones y electrones; no obstante, sabemos que la naturaleza de los átomos presenta un comportamiento distinto a éste, denominado iónico, que consiste en una desigualdad entre la cantidad de cargas positivas y negativas, producto de la interacción con otros átomos. Los iones pueden ser positivos, llamados cationes, o negativos, denominados aniones. Los primeros se producen por la “pérdida”de electrones, y los aniones, por la “ganancia”de cargas negativas o electrones. Un átomo neutro se simboliza como X, por ejemplo Na, en cambio un ión tendrá en su extremo superior derecho cargas negativas o positivas, de la forma X+ o X–. Un catión se simboliza con cargas positivas, tantas como electrones ha perdido; por ejemplo: la expresión Al 3+ señala que el aluminio presenta 3 electrones menos en su estructura. En cambio, un anión se simbolizará con carga negativa, tantas como electrones ha ganado; por ejemplo: la simbología S 2– indica que el azufre cuenta con 2 electrones más en su estructura. Por ejemplo: 1. El aluminio (Al) presenta un Z = 13 y un A= 27. Lo que se simboliza 27 13
26
Al
TEMA 1: EL ÁTOMO
Presenta como átomo neutro: p+ = 13, e– = 13 y n = 14. Y su diagrama atómico sería: 13 e– 13 p+ 14 n
Figura 8. Diagrama del átomo de aluminio.
2. En cambio, si el aluminio se comporta como un ión por la influencia de 27 Al3+ otro elemento, se simbolizaría: 13 Como podrás observar, el Al presenta una carga positiva (3+), por lo tanto es un CATIÓN, es decir, perdió tres electrones. Aplicando este concepto al cálculo de las partículas subatómicas, obtenemos: Z = p+ A = p+ + n
por lo tanto, p+ = 13. donde despejamos n = A – p+ Reemplazando los valores correspondientes se tiene n = 27 – 13 Entonces n = 14.
Como el Al3+ tiene 13 protones y presenta una carga positiva que indica que ha perdido 3 electrones, la cantidad de e– presentes en el catión será igual a 10.
Consulta a tu profesor o profesora todas las dudas que tengas, y una vez concluidas las actividades, compara con tus compañeros o compañeras los resultados. 1. Establece para cada uno de los siguientes átomos o iones la cantidad de protones, electrones y neutrones. Dibuja además, en cada caso, su diagrama atómico. a. O b. O2–
c. K d. K+
e. S f. S4–
g. Te h. Te2–
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Aplicación. - Investigación. - Interpretación.
i. Mg j. Mg2+
2. Determina el número de protones, neutrones y electrones del elemento químico, según la simbología de composición nuclear. a. 147 N5–
2+ b. 25 12 Mg
27 Al3+ c. 13
d. 199 F–
3+ e. 54 25 Mn
3. Representa los siguientes iones y átomos con símbolos de composición nuclear: a. Carbono (C) tiene 6p+, 6n y 10e– b. El plomo (Pb) tiene 82p+, 123n y 82e– c. El paladio (Pa) tiene 46p+, 58n y 46e– d. El manganeso (Mn) tiene 25p+, 35n y 18e– e. El silicio (Si) tiene 14p+, 14n y 18e– 27
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
4. En tu cuaderno, completa la siguiente tabla, sin utilizar la tabla periódica y considerando que todos los datos corresponden a átomos neutros. Una vez terminado el ejercicio, compara el A y Z obtenido en los casos que corresponda y completa la columna con el nombre del elemento. Z
p+
A
e–
6 15 24
28 30
35
115 83
77
Elemento
6 31
49
n
126
192 80
35 12
12
5. Investiga qué es un isótopo. ¿Qué relación puedes establecer respecto a la cantidad de partículas subatómicas de un par de isótopos? 6. Indica a qué científicos pertenecen los siguientes postulados que configuran la estructura moderna del átomo, relacionando los postulados de la columna A con los nombres de científicos listados en la columna B. A
B
a. Los átomos presentan cargas positivas y negativas.
Schrödinger
b. Los átomos presentan núcleo.
Thomson
c. En el núcleo atómico existen neutrones.
Bohr
d. La energía del electrón está cuantizada.
De Broglie
e. El electrón presenta un comportamiento dual.
Rutherford
f.
No se puede determinar simultáneamente la posición y velocidad de un electrón.
g. Los electrones giran alrededor del núcleo en orbitales.
Heisenberg Chadwick
7. Redacta un texto con los postulados que configuran la estructura moderna del átomo y los científicos mencionados en el punto 6. Debe tener los siguientes elementos: titular, bajada, texto, llamadas e imágenes.
28
TEMA 1: EL ÁTOMO
Modelo mecanocuántico del átomo A pesar de los avances alcanzados por el modelo atómico de Niels Bohr, éste presentaba deficiencias cuando se deseaba explicar el espectro de átomos multielectrónicos (que poseen más de un electrón), lo que llevó a otros científicos a suponer la existencia de estructuras dentro del átomo que los modelos anteriores no describían, las que se denominaron subniveles de energía. En 1924, el científico francés, Louis de Broglie postuló que los electrones (así como otras partículas materiales) tenían un comportamiento dual de onda y partícula, pues cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, podía comportarse además como onda.
Louis de Broglie (1892 – 1987). Premio Nobel de Física 1929.
En 1927, Werner Heisenberg, a partir de un supuesto matemático, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón y, en general, de una partícula de pequeño tamaño, lo que se resuelve a medida que la materia tiene mayor tamaño por la razón masa–velocidad que puede alcanzar. Por ejemplo, si una pelota de tenis es lanzada por un compañero dentro de una habitación, podrás determinar exactamente su posición y velocidad en un tiempo determinado e incluso su energía. Sin embargo, si esta misma experiencia es realizada con la cabeza de un alfiler, la determinación de su posición, velocidad y energía simultáneamente será una tarea bastante más compleja. No obstante, de algo sí estarás seguro, la cabeza del alfiler no ha salido de la habitación… A este fenómeno, Heisenberg lo denominó principio de incertidumbre, y se refiere a la incapacidad de determinar exactamente la posición, velocidad y energía, de manera simultánea de un electrón dentro del átomo.
Werner Heisenberg (1901 – 1976).
En 1927, el físico austriaco Erwin Schrödinger, a partir de sus estudios matemáticos, considerando además las conclusiones de De Broglie, establece una ecuación compleja que al ser resuelta permite obtener una función de onda (), también denominada orbital, que en su expresión cuadrática (2) contiene la información que describe probabilísticamente el comportamiento del electrón en el átomo. Además, establece que esta función también llamada distribución de densidad electrónica es mayor cerca del núcleo y menor (exponencialmente) en la medida que nos alejamos del núcleo. Este hecho marca el inicio de la mecánica–ondulatoria o mecánica–cuántica. Con la teoría de E. Schrödinger queda establecido que los electrones no “giran en órbitas”alrededor del núcleo tal como lo había propuesto N. Bohr, sino que en orbitales, que corresponden a regiones del espacio en torno al núcleo donde hay una alta probabilidad de encontrar a los electrones. Figura 9.
Erwin Schrödinger (1887 – 1961).
29
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Lo postulado por Schrödinger conduce a la existencia de un número ilimitado de funciones de onda por nivel energético y a su vez éstas, en un átomo multielectrónico, resultan tener diferentes energías, lo que se denomina subniveles identificados con las letras s, p, d, f.
Figura 9. Modelo atómico mecanocuántico.
SABÍAS
QUE:
Bohr utilizó el átomo de hidrógeno, que posee un protón en el núcleo y un electrón girando alrededor, para desarrollar su modelo.
En síntesis, la distribución de los electrones alrededor del núcleo obedece a una serie de reglas o “principios de la teoría mecanocuántica”, los que se traducen en un modelo matemático que reconoce cuatro números básicos, denominados números cuánticos: 1. Número cuántico principal (n): corresponde a los niveles de energía que a su vez estarían formados por uno o más subniveles (l), los que van aumentando en la medida que nos alejamos del núcleo. Este número puede ir desde el uno en adelante, expresándose sólo en números enteros. n = 1, 2, 3, …. 2. Número cuántico secundario (l): que representa la existencia de los subniveles energéticos en el átomo. Se calculan considerando:
l = 0, 1, 2, … , (n –1) Por ejemplo: Si n = 1, Si n = 2, Si n = 3, Si n = 4,
l=0 l = 0, 1 l = 0, 1, 2 l = 0, 1, 2 ,3
Para expresar cómodamente y evitar la confusión, la comunidad científica ha aceptado que los números que representan los subniveles sean reemplazados por las letras s, p, d, f, respectivamente, por lo tanto:
n
l en número
l en letras
1
0
s
2
0,1
s, p
3
0, 1, 2
s, p, d
4
0, 1, 2, 3
s, p, d, f
3. Número magnético (m): se calcula según el valor de l y representa la orientación de los orbitales presentes en cada subnivel. m = (–l, …, –1, 0, +1, … +l) 30
TEMA 1: EL ÁTOMO
Por ejemplo: a. Para l = 0 (s), b. Para l = 1 (p),
m = 0, esto significa que existe un sólo órbital. m va desde el –1, 0, 1, esto significa que existen tres orbitales, los que se conocen como px, py, pz o como p1, p2, p3.
c. Para l = 2 (d),
m es –2, –1, 0, +1, +2, lo que significa que en el subnivel 2 existen cinco orbitales, los que se conocen como d1, d2, d3, d4, d5.
Los orbitales se representan gráficamente como indican las figuras 10 y 11: z
z
z
x
x
x
y y
1s
y 2s
3s
Figura 10. Orbitales s.
MÁS QUE QUÍMICA
Donde:
z
z
z
x
x
y
y
y 2pz
x
2px
2py
Figura 11. Orbitales p.
Al buscar información complementaria en textos e Internet, podrás desarrollar habilidades de investigación, formas de observación, razonamiento y de proceder, característicos de la metodología científica. Anímate y hazlo, ya que estas habilidades no te servirán exclusivamente en química.
De esta forma, la configuración electrónica de un átomo estaría descrita mediante el esquema cuyo orden de llenado se indica mediante flechas, presentado en la Figura 12: 1 s 2 s
p
3 s
p
d
4 s
p
d
f
5 s
p
d
f
6 s
p
d
7 s
p
8 s
Figura 12. Esquema de llenado de los orbitales atómicos.
31
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
MÁS QUE QUÍMICA Joseph John Thomson asumió la cátedra de Cavendish y fue nombrado director del Laboratorio en la Universidad de Cambridge. En ese lugar recibió como estudiante y ayudante en su laboratorio al físico y químico británico Ernest Rutherford. Observarás en este ejemplo de trabajo en equipo el éxito que se puede alcanzar cuando se unen fuerzas para lograr objetivos comunes.
4. SPIN (s): Indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje. Para comprender su significado debemos considerar que los electrones se desplazan girando sobre su propio eje, lo que genera a su alrededor un campo magnético que permitiría la existencia de un máximo de dos electrones por órbita con espines opuestos + 1/2 y –1/2. (Figura 13)
e–
e–
Figura 13. Espín de un electrón.
A pesar de estar prácticamente establecida la estructura atómica, algunos aspectos energéticos y electrónicos impedían comprender a cabalidad el comportamiento de los electrones en átomos multielectrónicos. La respuesta llegó mediante el principio de Aufbau o de construcción, que se compone de los siguientes principios: 1. Principio de mínima energía:“Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía, por lo tanto, los de mayor energía se ocuparán sólo cuando los primeros hayan agotado su capacidad”(Figura 14). E
4d 5s 4p 3d
MÁS QUE QUÍMICA W. Ernst Pauli (1900 – 1958), físico austriaco, estudió en Döblinger Gymnasium de Viena, donde se licenció en física en 1918, y sólo tres años más tarde, en 1921, recibió el grado de doctor en física en la Universidad de Ludovico – Maximiliano de Mónaco. En 1945 recibió el Premio Nobel de Física por su trabajo en el “principio de exclusión”.
4s 3p 3s 2p 2s 1s
Figura 14. Niveles de energía de un átomo polielectrónico.
2. Principio de exclusión de Pauli: los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo, siempre que presenten espines distintos (Figura 15). Por lo tanto, en un átomo no pueden existir dos electrones que tengan los mismos números cuánticos. Para el orbital que tiene más de un subnivel, por ejemplo p, se tiene:
e
e
px
e
e
py
e
e
pz
Figura 15. Orbitales p ocupados por el máximo de sus electrones.
32
TEMA 1: EL ÁTOMO
3. Principio de máxima multiplicidad de Hund: en orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con el mismo espin. Cuando se alcanza el semillenado recién se produce el apareamiento con los espines opuestos. Para p se tiene: px , py , pz MÁS QUE QUÍMICA
px
e
pz
py
px
e
e
e
e
e
e
e
px
e
pz
py
e
pz
py
e
e
e
px
En el trabajo realizado por los científicos ya estudiados y los que seguirás estudiando, podrás observar la capacidad de saber reconocer que nadie es poseedor de la verdad absoluta. Cada uno de ellos abrió camino para que otro continuara investigando y puso su trabajo a disposición de la humanidad para que fuese cuestionado y mejorado.
e
e
e
e
e
pz
py
Figura 16. Orbitales p que muestran el llenado progresivo de los electrones en el subnivel.
Según estos principios, en los subniveles existe un número específico de electrones: por ejemplo, en el subnivel s, donde hay un sólo orbital, existen 2 electrones como máximo, mientras que en el subnivel p, donde hay tres orbitales, existe un máximo de 6 electrones, dos de ellos en px, otros 2 en py y los últimos dos en pz. En el subnivel d hay cinco orbitales con un total de 10 e–, y en el subnivel f hay siete orbitales con un total de 14 e–.
s
f1
px
f2
py
f3
d1
pz
f4
f5
d2
f6
d3
d4
d5
f7
En http://www.educaplus.org/sp2002/configuracion.html podrás encontrar ejemplos de configuración electrónica y la aplicación del principio de construcción paso a paso y desarrollar ejercicios. 33
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Deducción. - Relación de datos.
1. ¿Cuántos orbitales tienen los siguientes subniveles? y ¿cuántos electrones como máximo puede alojar cada uno? a. Subnivel d. b. Subnivel f. 2. Completa las siguientes oraciones: a. El número cuántico ____________ se simboliza con la letra ____________ y toma valores 0, 1, 2, 3... hasta (n – 1). b. El máximo de electrones para el orbital “s” son ____________ e–. c. A los subniveles 0 y 2 se les asignan las letras _____ y _____ d. El subnivel ____________ tiene tres orbitales. e. El número cuántico magnético toma los valores ____________ 3. ¿Qué puedes deducir de las siguientes figuras del texto? a. Figura 12. Esquema de llenado de los orbitales atómicos. b. Figura 14. Niveles de energía de un átomo polielectrónico. c. Figura 16. Orbitales que muestran el llenado progresivo de los electrones en el subnivel. 4. ¿Cuál de las figuras del texto es más representativa para mostrar la imagen actual del modelo de átomo con los conocimientos que manejas hasta ahora? 5. ¿Cómo va tu proceso de aprendizaje? a. Desarrolla una lista de los conceptos más importantes que has aprendido sobre la estructura atómica y construye un esquema para relacionarlos. Para construir el esquema ubica un concepto clave y relaciona los otros conceptos usando flechas y palabras que te permitan leer la relación existente. Mira con atención el esquema sobre la distribución del agua en el planeta que se presenta a continuación y que te servirá para construir tu esquema sobre estructura del átomo. Agua se distribuye como
Oceánica (salada)
Continental (dulce)
corresponde al
corresponde al
95%
5%
se encuentra en Océanos, mar, lagos salados
se encuentra en Hielo
Atmósfera
Ríos
Lagos
b. Observa con atención el esquema que has construido. ¿Cuál de los conceptos mencionados o relaciones establecidas son las que menos claras tienes? ¿A qué asocias esto? ¿Qué harás para mejorar la situación? 34
TEMA 1: EL ÁTOMO
La configuración electrónica La configuración electrónica explica la ubicación probable de los electrones considerando cada uno de los aportes y postulados establecidos por los diferentes científicos que se han estudiado a lo largo de la Unidad. Para desarrollarla fácilmente estableceremos el siguiente protocolo: 1º Identifica el número de electrones que tiene el átomo o ion por configurar. 2º Escribe la estructura de configuración electrónica propuesta en la Figura 12. El orden de llenado obedece al principio de mínima energía. 3º Completa la configuración electrónica asignando a cada subnivel el máximo de electrones posibles. Nunca utilices el nivel siguiente si el anterior no está lleno, pues los electrones por atracción siempre tratarán de estar lo más cerca del núcleo. 4º Existen cuatro formas de escribir la configuración electrónica: a. Global: en ella se disponen los electrones según la capacidad de nivel y subniveles. b. Global externa: se indica en un corchete el gas noble anterior al elemento configurado y, posteriormente, los niveles y subniveles que no están incluidos en ese gas noble y pertenecen al elemento configurado. Este tipo de configuración es muy útil cuando el interés está concentrado en conocer los electrones más externos o lejanos al núcleo, es decir, los que se ubican en la capa más externa, llamados electrones de valencia. c. Por orbital detallada: se indica la ubicación de los electrones por orbital. d. Diagrama de orbitales: en éste se simboliza cada orbital por un casillero, utilizando las expresiones y para representar la disposición del espín de cada electrón. Ejemplos: Número 1: Configuraremos el Na. Como se calculó con anterioridad, presenta 11 e–; por lo tanto, su configuración electrónica global será: 1 s2 2 s2 p6 o 1s2 2s2 2p6 3s1 3 s1 La configuración global externa será: [Ne] 3s1 La configuración detallada por orbital: 1 s2 2 s2 px2 py2 pz2 3 s1 El diagrama por orbital:
SABÍAS
QUE:
Al configurar, hay que respetar el orden de llenado y la aplicación de los principios de construcción. Además, los electrones de valencia son los electrones exteriores en un átomo, los cuales participan en la formación de los enlaces.
1
1s2
2
2s2
2p6
3
3s2
3p6
3d10
4
4s2
4p6
4d10
4f14
5
5s2
5p6
5d10
5f14
6
6s2
6p6
6d10
7
7s2
7p6
8
8s2
Esquema de llenado de los orbitales atómicos.
1 s 2 s
px
py
pz
3 s
35
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Número 2: El ión Al 3+ presentaba 10 e–, como se determinó antes. Su configuración electrónica será: 1 s2 1s2 2s2 p6 o 2 6 2s p La configuración global externa será: 10[Ne] La configuración detallada por orbital: 1 s2 2 s2 px2 py2 pz2 1 El diagrama por orbital: 2
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Interpretación de resultados. - Comparación. - Predicción.
1. ¿Cuál es la diferencia entre el modelo atómico de Bohr y el modelo mecanocuántico? 2. Establece los números cuánticos (n, l, m y s) para los electrones que a continuación se enumeran y que corresponden a la capa de valencia de diferentes átomos. a. 3p3, para los electrones de cada órbita ( 3px1, 3py1, 3pz1). b. 2s1 c. 4p2 d. 3d5 3. Determina la configuración electrónica de los siguientes elementos, escribiendo en cada caso la configuración global, global externa y el diagrama de orbitales. a. Hidrógeno e. Azufre i. Helio b. Potasio f. Cloro j. Neón c. Flúor g. Magnesio k. Argón d. Carbono h. Nitrógeno l. Criptón 4. Observa y compara junto a tus compañeros y compañeras la configuración global y los diagramas de orbitales de los elementos nobles (Helio, Neón, Argón y Criptón) con los otros elementos configurados. a. ¿Qué diferencias observas? b. Investiga qué relación tiene esta comparación con la formación de los iones. 5. Señala cuántos electrones presentan en la capa de valencia los siguientes elementos: a. El potasio. b. El magnesio. ¿Qué sucedería con estos dos elementos si perdieran los electrones más externos? ¿Qué puedes observar en las configuraciones del oxígeno, del flúor y del nitrógeno?, ¿qué sucedería con la configuración de estos elementos si recibieran la cantidad de electrones suficiente para completar el subnivel? Un aprendizaje esperado es que conozcas los nombres y símbolos de los primeros diez elementos del sistema periódico y seas capaz de construir sus configuraciones electrónicas. ¿Cómo te sientes frente a este aprendizaje? ¿Lo has logrado o no? - Si lo has logrado, ¿a qué factores crees que se asocia el éxito? - Si no lo has logrado, ¿qué debes hacer para lograrlo?
36
Revista Científica
Tres hombres que marcaron el destino de las ciencias químicas Los científicos J. Thomson, E. Rutherford y N. Bohr marcaron los destinos de la química al plantear los modelos atómicos precursores del modelo actual del átomo, además de hacer real aquel proverbio que señala “… el alumno puede superar al maestro...”
en 1911, gracias a los experimentos con dichas partículas, le permitió postular el modelo atómico denominado “planetario”, que sería perfeccionado por Niels Bohr. Joseph John Thomson
Joseph John Thomson nació en Cheetham Hill, Reino Unido; estudió en Owes College, en la Universidad de Manchester y en el Trinity College de Cambridge, graduándose como “Matemático” en 1880. Posteriormente asumió la cátedra de Cavendish y fue nombrado director del Laboratorio del mismo nombre en la Universidad de Cambridge. En su arduo trabajo como investigador desarrolló experimentos con los rayos catódicos, demostrando que los campos eléctricos podían provocar la desviación de estos. Los analizó bajo el efecto combinado de campos eléctricos y magnéticos, buscando la relación existente entre la carga y la masa de las partículas. Sus estudios lo llevaron a descubrir en 1897 una nueva partícula, que era infinitamente más liviana que el hidrógeno, a la cual se bautizó posteriormente como electrón. Thomson recibió como estudiante y ayudante en su laboratorio de la Universidad de Cambridge al físico y químico británico Ernest Rutherford, nacido en Londres, tras licenciarse en 1893 en Christchurch. Rutherford luego de trabajar por cinco años con Thomson se integró a la Universidad de McGill de Montreal, en Canadá, como catedrático, cargo que abandonó en 1906, regresando al año siguiente al Reino Unido para incorporarse como maestro en la Universidad de Manchester, reemplazando al hasta entonces director del Laboratorio Cavendish, el profesor Joseph J. Thomson. En 1908, demostró que las partículas alfa estaban constituidas por iones de helio, lo que
En 1919, mediante el bombardeo de átomos de nitrógeno, logró la primera transmutación artificial, gracias a lo cual el área de la química nuclear logró grandes avances en los años posteriores. El físico teórico danés Niels Henrik David Bohr, nacido en Copenhague en 1885, luego de graduarse en 1911 de la Universidad de su pueblo natal, se trasladó a Inglaterra a estudiar al laboratorio de Cavendish bajo la dirección de sir Joseph J. Thomson. En 1912 llegó a la Universidad de Manchester para trabajar en una asombrosa investigación relacionada con la radiactividad y modelos atómicos, que era guiada por el prestigioso maestro Ernest Rutherford.
Aun cuando el mundo científico no recibió con grandes alabanzas sus postulados, fue su propio maestro Rutherford, al declarar “el tipo más inteligente que jamás he conocido”, quien le otorgó la credibilidad suficiente para que su teoría fuese altamente valorada, considerándose, incluso hoy, la base de la física atómica y nuclear moderna.
Niels Bohr
Bohr es considerado el segundo mejor científico del siglo XX después de Einstein, pues fue el propio Einstein quien reconocía en este tímido científico de origen danés “uno de los más grandes investigadores científicos de nuestro tiempo”.
Para la reflexión Habilidades a desarrollar: - Análisis de datos. - Sistematización de la información.
Ernest Rutherford
En esa casa de estudios, N. Bohr se atrevió a desafiar a sus maestros indicando que el modelo planetario, que por cierto tenía un sentido experimental, no podía existir bajo las leyes de la física clásica, pues los movimientos dentro de los átomos estaban gobernados “por otras leyes”. No fue hasta 1913 cuando Bohr reveló su visión del átomo en tres ensayos publicados en el Philosophical Magazine británico, en los cuales, utilizando la constante de Planck y las emisiones espectrales del átomo de hidrógeno, definió los postulados fundamentales relacionados con la cuantificación de las órbitas, el giro del electrón y la radiación y absorción de energía.
1. Construye una línea de tiempo en la que relaciones los períodos de la Historia Universal con los hechos que marcaron la historia de la química. 2. Observa la línea del tiempo construida y responde brevemente: a. ¿Las condiciones sociales y culturales, según la historia universal, facilitaron el trabajo de los científicos? b. ¿Pueden estos científicos considerarse “genios” de su época? Justifica tu respuesta. c. Al observar el momento histórico en el que estos científicos hicieron sus trabajos, ¿qué puedes concluir respecto a su esfuerzo personal y trabajo científico?
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Revisemos lo aprendido: Tema 1 1. Completa las siguientes frases con las palabras que están en el recuadro.
2. Completa la información solicitada en la siguiente tabla:
carbono – neutrones – J. Chadwick – átomos – Demócrito – carga – positivas – catódicos – núcleo – niveles – Millikan – electrones – Goldstein – protones – silicio – masa – negativa – oxígeno – J. Dalton – indivisibles
Z 6
a. El primer hombre en señalar que la materia estaba formada por átomos fue _________. b. Los elementos presentes en la composición del cuerpo humano, en mayor proporción, son _________ y _________. c. J. Dalton plantea en 1803 en su teoría atómica que “toda la materia estaría constituida por _________. d. Thomson trabajó con los rayos _________ , descubriendo la partícula subatómica a la que denominó _________. e. La corteza terrestre está constituida en un 74,3 % por oxígeno y _________. f. Posterior al trabajo de Thomson, _________ determinó, en 1906, que los electrones poseen una masa equivalente a 9,1 · 10–31 kg. g. Rutherford bombardeó delgadas láminas de oro con rayos alfa, gracias a lo cual estableció que los átomos presentaban un núcleo formado por cargas _______ a las que denominó ________. h. En 1886, los experimentos realizados por _________ le permitieron determinar la masa de los protones. i. El gran aporte de Bohr al modelo actual del átomo fue determinar la existencia de diferentes _________ de energía dentro del átomo. j. El científico inglés _________ propuso que los átomos eran partículas _________. k. Robert Millikan determinó que los electrones tenían una _________ igual a –1,6 · 10–19 C. l. Eugene Goldstein estableció que los protones tenían una _________ igual a 1,6 · 10–27 kg. m.El científico inglés _________ demostró la existencia de partículas eléctricamente neutras. n. El átomo está compuesto por tres partículas subatómicas; los electrones de carga ________, los protones ubicados en el ________ y los ________.
49
115
77
192 80
38
A
p+
31
15 24
e–
n
Elemento
6
30 83
28 35 126
35 12
12
3. Calcula el número de electrones, protones y neutrones de las siguientes especies. a. b. c. d.
Cl 4 Be 20 Ca 35 Br
e. f. g. h.
17
i. 8 O2– j. 34 Se k. 13 Al3+ l. 12Mg
Fe 2– 16 S + 19 K 2+ 30 Zn 26
4. Explica los siguientes principios. a. De incertidumbre. b. De mínima energía. c. De exclusión de Pauli. d. De máxima multiplicidad de Hund. 5. Escribe la configuración electrónica global de los elementos, cuyos números atómicos son los siguientes. a. 2 b. 5 c. 8 d. 10 6. Completa la información solicitada en la siguiente tabla. Número atómico 13
Configuración global externa [Ne]3s 1
4 [Ne]3s 2 3p 3 14 7 [Ne]3s 2p 5 20 [Ar]4s 1
TEMA 1: EL ÁTOMO
7. Escribe los diagramas de orbital de los elementos cuyos números atómicos son los siguientes: a. 4 b. 6 c. 11 8. Determina el número de electrones de valencia para cada uno de los elementos configurados en los ejercicios 5 y 7. 9. Determina la alternativa que responde correctamente a los siguientes planteamientos. A. Respecto a la estructura del átomo es cierto afirmar que: I. Los electrones poseen cargas negativas. II. Los neutrones poseen cargas positivas ubicadas en el núcleo. III. Los protones se ubican en el núcleo. IV. Los electrones poseen cargas positivas. a. Sólo I d. Sólo II y IV b. Sólo II e. Sólo I y III c. Sólo I y II B. Entre los modelos atómicos fundamentales se encuentran: I. “Queque inglés”. II. Modelo planetario. III. Modelo de Millikan. a. Sólo I d. Sólo II y III b. Sólo I y II e. I, II y III c. Sólo I y III C. El número de protones, electrones y neutrones para el elemento “X” de número atómico 12 y número másico 32 es: a. 12, 12 y 32. d. 32, 20 y 32. b. 12, 20 y 32. e. 20, 12 y 12. c. 12, 12 y 20. D. El número de electrones del ion “X 5+” de Z = 20 y A = 40 es: a. 20 d. 40 b. 25 e. 35 c. 15 E. El número de neutrones para el ion “ Y 3–” de A = 30 y Z = 15, es: a. 15 d. 30 b. 20 e. 25 c. 10 F. ¿Cuál es el número de electrones de valencia según la configuración electrónica 1s2 2s2 2p1? a. 2 b. 1 c. 3 d. 5 e. 4
Autoevaluación Como parte del proceso de aprendizaje, es fundamental que revises el nivel de logro que observas respecto a los aprendizajes. Sé honesto(a) al responder. Solo tú sabrás estas respuestas, y su resultado te permitirá revisar aquellos aspectos que consideras que no han sido completamente logrados. Marca con una X el casillero que correponda: Logrado (L): Has logrado plenamente. Medianamente Logrado (ML): Has logrado parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar algunos aspectos. Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje, debes seguir trabajando para hacerlo.
Aspecto por evaluar
L ML PL
Reconozco que toda la materia consiste de combinaciones de una variedad de átomos de elementos, los que están constituidos por un núcleo y electrones. Identifico los dos elementos más abundantes en el Universo, en la corteza terrestre, en la atmósfera y en el cuerpo humano. Relaciono el número de protones en el núcleo con un determinado elemento del sistema periódico. Reconozco mis errores y trato de enmendarlos. Sé que el número de electrones en el átomo neutro es igual al número de protones en el núcleo, y aplico este principio a la determinación de la carga eléctrica de iones monoatómicos. Conozco la descripción elemental de algunos modelos atómicos precursores de la teoría moderna del átomo y valoro su importancia histórica. Actúo responsablemente en el trabajo en equipo. Conozco los nombres y símbolos de los primeros diez elementos del sistema periódico y puedo construir sus configuraciones electrónicas. Trato con respeto a mis compañeros y profesor/a. Soy honesto(a) en mi trabajo, con mis compañeros y compañeras y profesor o profesora. He aprendido habilidades de observación, razonamiento e investigación, así como las de exposición y comunicación de resultados experimentales o de indagación. Utilizo el conocimiento y la información para conocer la realidad. Aplico la creatividad en la formulación de preguntas e hipótesis. 39
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
TEMA 2 Propiedades periódicas Estudiarás en este tema:
• Propiedades periódicas de los elementos: radio atómico, energía de ionización, electroafinidad y electronegatividad. Aproximación a la tabla periódica.
Cada cosa u objeto de la naturaleza tiene características o propiedades que lo hacen único e irrepetible. Sucede lo mismo con los elementos químicos. Precisamente, gracias a esas propiedades, la cantidad de compuestos que pueden formar espontáneamente se multiplica miles de veces por cada elemento conocido.Observa con atención y completa el siguiente esquema: Átomo según el modelo actual está formado por
1
Núcleo en él se
3
presentan distintos
Niveles de energía
encuentran los en ella se encuentran los
Protones
2
su distribución
se describe en los más externos se denominan
Configuración electrónica
4
Respecto al esquema, responde en tu cuaderno: 1. ¿Cuál crees es la importancia de los electrones de valencia? 2. ¿Participarán los protones en la formación de compuestos? Justifica tu respuesta. Y para comenzar... Imagina la siguiente situación: 1. “En una cómoda que tiene cuatro cajones debes ordenar tu ropa de la forma más eficiente posible. Tienes diez piezas de ropa interior, siete poleras, ocho camisas o blusas, ocho pantalones, cinco faldas o shorts, cuatro chalecos, tres chombas, tres pijamas y cuatro chaquetas. a. ¿Cómo la distribuirías? b. ¿Qué criterios usas para ordenarla? c. Existe otra forma de distribución. ¿Cuál? d. Usarías otro mueble para distribuir tu ropa. ¿Qué características debe tener? 2. Un científico desea ordenar tu ropa eficientemente según los siguientes criterios: color, uso y temporada en la que se acostumbra. a. ¿Puede usar el mismo mueble? b. Si tu respuesta es positiva, ¿cómo organizas la ropa? c. Si tu respuesta es negativa, ¿cuántas divisiones debería tener el nuevo mueble? y ¿cómo distribuiría la ropa? 40
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
CIENCIA EN ACCIÓN
Ordenando elementos químicos Estudiaremos: - Criterios de clasificación de los elementos químicos. Introducción En el Universo existe una gran cantidad de elementos químicos, cada uno de ellos con propiedades físicas y químicas características. Tratar de organizarlos eficientemente fue un verdadero desafío para muchos científicos. Algunos elementos son metálicos, otros no metálicos, metaloides, gases nobles, entre otros. Sin mirar la Tabla periódica, acepta el siguiente desafío, cuyos objetivos son: a. Conocer algunos criterios de clasificación de la Tabla periódica. b. Reconcer algunas caraterísticas de la Tabla periódica. Paso 1: La observación Observa los datos entregados para los siguientes elementos: Elemento Magnesio
Número Protones
Habilidades a desarrollar: - Utilización de criterios de organización. - Toma de decisiones. - Investigación. - Predicción. - Comparación. - Interpretación de datos. - Sacar conclusiones. Materiales
Número Neutrones
Tipo
12
12
Metal
Litio
3
3
Metal
Helio
2
2
Gas noble
Flúor
9
10
No metal
Potasio
19
20
Metal
Fósforo
15
16
No metal
Argón
18
22
Gas noble
Estroncio
38
51
Metal
Bromo
35
45
No metal
Neón
10
10
Gas noble
Aluminio
13
14
Metal
Nitrógeno
7
7
• 1/2 pliego de cartulina rosada. • 1/2 pliego de cartulina morada. • 1/2 pliego de cartulina azul. • Una hoja de bloc. • Un par de tijeras. • Un lápiz negro. • Un lápiz rojo.
No metal
¿Qué criterio usarías para organizar en la Tabla periódica los elementos de listados? Recuerda no mirar la Tabla periódica. Paso 2: Preguntas de investigación Para responder la primera pregunta general ¿qué criterios usarías para clasificar los elementos de la tabla? Los científicos y ahora ustedes plantearán preguntas de investigación a las que puedes dar respuesta una vez que las sometas a pruebas. Por ejemplo: ¿se podrá organizar según la capa de valencia o el número de protones?, ¿qué otras preguntas de investigación se les ocurren? 41
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
CUIDA EL AMBIENTE: Una vez terminada la actividad, elimina los residuos en el basurero y deja tu puesto de trabajo limpio.
Paso 3: Formulación de hipótesis Basados en sus experiencias y conocimientos previos, los científicos dan posibles respuestas a las preguntas planteadas. ¿Qué inferencia plantearían ustedes para las preguntas de investigación formuladas? Para determinar si las inferencias son correctas o no mediante el trabajo práctico, deben ser planteadas como hipótesis. ¿Qué hipótesis de trabajo podrían plantear? Paso 4: Diseño experimental Con la finalidad de comprobar la validez de la hipótesis experimental, empleando los materiales indicados, lean con atención cada uno de los procedimientos propuestos. PRIMERA PARTE 1. Asignen los siguientes colores según sean metales, no metales o gases nobles: rosada para los no metales, azul para los metales y morada para los gases nobles. 2. Corten cuadrados de 4 x 4 cm en las cartulinas, según la cantidad de elementos correspondientes a cada color. 3. Determinen para cada elemento listado: a. El número atómico. b. Capa de valencia o número de electrones externos del átomo. c. Número másico. SEGUNDA PARTE 1. Escriban en los cuadrados de cartulina según corresponda: en color negro, símbolos de cada elemento, su nombre, el número atómico y la capa de valencia; de color rojo, su número másico, respetando el orden que muestra la siguiente figura. Número atómico (Z)
Masa atómica (A)
Xn Nombre del elemento Capa de valencia
2. Dibujen en la hoja de bloc una tabla con 19 columnas y 8 filas. Numerar, según corresponda de acuerdo con el siguiente esquema: 1 1
18 2
13 14 15 16 17
2 3 4 5 6 7 42
3
4
5
6
7
8
9
10 11 12
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
3. Discutan como grupo un criterio de clasificación para organizar los 12 elementos listados en el esquema que han elaborado en la hoja de bloc. 4. Ordenen los elementos en el esquema, según el primer criterio escogido. 5. Formulen un segundo criterio de clasificación y vuelvan a organizar los elementos. Paso 5: Registro de observaciones Tal como vimos en la experiencia del Tema 1, deben hacer un registro de observaciones ordenado, en el que reúnan los datos obtenidos, para luego analizarlos y obtener conclusiones. Reúnan los datos en la siguiente tabla presentada como modelo: Elemento
Número atómico
Número másico
Capa de valencia
Tipo
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos Al registrar las observaciones podrán recopilar datos y ordenarlos para posteriormente analizarlos. En este caso, emplearán el modelo de tabla que a continuación se propone. En otras actividades, se debe recurrir a esquemas y organizadores gráficos.
1 2 3 4 5 6 7
Criterio Nº_____ de clasificación: ________________________________________ Ubicación de los elementos en el esquema 1 18 2 13 14 15 16 17 3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
Paso 7: Análisis de datos Al analizar los datos obtenidos podrán responder las preguntas de investigación planteadas y finalmente comprender cómo organizar los elementos químicos en la Tabla periódica. • Señalen qué los llevó a escoger los criterios 1 y 2. • Para facilitar el trabajo comparen sus resultados con la Tabla periódica de los elementos de acuerdo con los criterios de clasificación. ¿Cuántos de los 12 elementos están bien ubicados en el ordenamiento del primer y segundo criterio? • Según los resultados obtenidos, ¿qué criterio escogido por ustedes es correcto? • Investiguen cuál es el criterio utilizado para ordenar los elementos químicos en la Tabla periódica. 43
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados Para comunicar sus resultados y conclusiones elaboren un papelógrafo y divídanlo en tres partes en las que indiquen: PARTE 1 Esquema obtenido con criterio de clasificación 1, enmarcando con rojo los elementos correctamente ubicados.
PARTE 2 Esquema obtenido con criterio de clasificación 2, enmarcando con negro los elementos correctamente ubicados.
PARTE 3 Criterio de clasificación de la Tabla periódica. Conclusiones. Paso 9: Evaluación del trabajo realizado Como se indicó con anterioridad, es fundamental que evalúen el trabajo del equipo, pues el éxito del mismo en el trabajo realizado depende de la responsabilidad y compromiso con que cada uno de los integrantes actuó en el proceso. Completen la siguiente tabla marcando con una X el casillero que corresponda.
Aspectos por evaluar
+
+-
Nos preocupamos de conocer el objetivo y la forma de trabajo. Desarrollamos las habilidades del pensamiento, como comparar, predecir, entre otras. Fuimos responsables en las labores que nos fueron confiadas. Fuimos honestos(as) en la presentación y discusión de los resultados obtenidos. Nos preocupamos de conocer las acciones de cada uno de los integrantes del equipo. Respetamos los derechos de cada uno de los integrantes del grupo. Fuimos respetuosos del trabajo realizado por todos los integrantes del equipo. Cooperamos activamente para que el trabajo desarrollado fuera efectivo y seguro. Fuimos rigurosos(as) en el trabajo y en la observación. Actuamos coordinadamente como equipo.
Finalmente, conversa con tu equipo de trabajo: - ¿Qué dificultades se presentaron durante el trabajo? - ¿Cómo fue esta evaluación respecto a la que desarrollaron en el primer trabajo en equipo? - ¿Qué debilidades se repitieron respecto al primer trabajo del equipo? ¿Por qué ocurre esto? - ¿Qué soluciones y medidas se tomarán para que no se vuelvan a repetir en las próximas actividades en las que trabajen juntos? - ¿Qué aprendieron en esta jornada respecto al trabajo en equipo? 44
-
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Tabla periódica En el siglo XIX se habían caracterizado unos 60 elementos, lo que hacía necesaria su clasificación. Además, se observaba experimentalmente que ciertos elementos presentaban semejanzas. Por ejemplo, el Cobre (Cu), la Plata (Ag) y el Oro (Au) podían reunirse en un mismo grupo y el Sodio (Na), el Litio (Li) y el Potasio (K), en otro. Entre 1860 y 1870, el científico ruso Dimitri Mendeleiev y el alemán Julius Lothar Meyer, trabajando en forma independiente, llegaron a organizar los elementos químicos conocidos de acuerdo con su masa atómica, lo que les permitió deducir que en orden creciente de masa los elementos presentaban propiedades similares que se repetían periódicamente, estableciendo la “Ley periódica”, gracias a la cual se ordenaron los elementos de similares características en una misma columna. Mendeleiev presentó su trabajo a la Sociedad Química Rusa en 1869, señalando los siguientes postulados: 1. Si se ordenan los elementos según sus masas atómicas, éstos muestran una evidente periodicidad. 2. Los elementos semejantes en sus propiedades químicas poseen masas atómicas semejantes (K, Rb, Cs). 3. La colocación de los elementos en orden a sus masas atómicas corresponde a su valencia. 4. Los elementos más difundidos en la naturaleza son los de masa atómica pequeña. Estos elementos poseen propiedades bien definidas. 5. El valor de la masa atómica caracteriza a un elemento y permite predecir sus propiedades. 6. En determinados elementos puede corregirse la masa atómica si se conoce la de los elementos adyacentes. Años de estudio permitieron deducir a otros científicos que el modelo planteado por Mendeleiev presentaba aciertos y errores. Entre ellos se pueden mencionar:
Dimitri Mendeleiev (1834 – 1907). Creador de la Tabla periódica.
SABÍAS
QUE:
Elementos como oro, plata, estaño, cobre, plomo y mercurio eran conocidos desde la Antigüedad.
Aciertos: Concluyó que faltaban elementos que obedecieran a la secuencia propuesta, razón por la cual dejó libres los espacios que les correspondían, aun cuando no habían sido descubiertos. Errores: 1. No designó un lugar fijo para el hidrógeno. 2. Considera una sola valencia para cada uno de los elementos clasificados y hoy se conocen más de una para algunos elementos. 3. Los elementos lantánidos son reconocidos en una sola ubicación, como si se tratara de un sólo elemento. 4. El principal y más importante es que los elementos no siempre están en orden creciente de sus masas atómicas.
45
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
La Tabla periódica de los elementos que actualmente empleamos es similar a la de Mendeleiev, aunque se ordena en función del número atómico (Z) de acuerdo con la ley fundamental que rige la clasificación de los elementos. Según ésta,“las propiedades periódicas de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos”dando origen a filas horizontales llamadas períodos, siete en total, y columnas verticales, conocidas como grupos o familias, 18 en total, antiguamente divididos en los A y los B. Los grupos 1, 2 y 13 al 17 (antiguos “A”) agrupan a los elementos representativos, que se caracterizan por terminar su configuración electrónica en los subniveles s o sp. Los grupos 3 al 12 (antiguos “B”) concentran a todos los elementos en cuya configuración electrónica los últimos electrones ocupan los subniveles d y f, son denominados de transición.
Tabla periódica de los elementos
Figura 17. Tabla periódica de los Elementos Químicos.
En http://www.lenntech.com encontrarás el detalle del descubrimiento de los elementos químicos en el buscador de la página. 46
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Como puedes observar, el primer período está compuesto sólo por dos elementos, el Hidrógeno y el Helio; el segundo y el tercer período contienen 8 elementos cada uno; el cuarto y el quinto período están constituidos por 18 elementos, mientras que el sexto y el séptimo período presentan 32 elementos químicos. Para hacer de la Tabla periódica un instrumento manejable, los períodos seis y siete se separan en lantánidos y actínidos, cada uno de los cuales se dispone horizontalmente en la base de la Tabla periódica. Los grupos o familias están constituidos por elementos con propiedades químicas análogas y se ordenan de acuerdo con su configuración electrónica.
1. Escribe la configuración global externa de los siguientes pares de elementos: a. Li – K b. Be – Sr
c. B – Ga d. C – Si
e. Cu – Ag f. Zn – Cd
g. Sc – Y h. Cr – Mo
2. Observa los pares configurados. ¿Qué puedes decir respecto a su capa de valencia? 3. Identifica a qué grupos de la Tabla periódica representan los pares propuestos. 4. Reconoce el período de la tabla al que pertenece cada elemento y observa el último nivel configurado. ¿Qué puedes concluir? 5. ¿Qué has aprendido al aceptar y desarrollar este desafío?
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Recolección y ordenamiento de datos. - Predicción. - Establecer relaciones.
Tal como puedes deducir, en la actividad anterior los grupos están subdivididos y presentan configuraciones electrónicas con una terminación característica. Por otra parte, los periodos coinciden con el último nivel de energía (n) configurado. Observa con atención la siguiente tabla resumen.
Grupo 1 2 13 14 15 16 17 18 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
Nombre Alcalinos Alcalinos térreos Térreos Carbonoides Nitrogenoides Calcógenos Halógenos Gases nobles o inertes de metales de acuñar del cinc del escandio del titanio del vanadio del cromo del manganeso del hierro del cobalto del níquel
Terminación característica ns1 ns 2 ns 2 np 1 n s2 np 2 n s2 np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np 6, a excepción del He, que presenta configuración ns2 (n–1)d 10 ns 1 (n–1)d 10 ns 2 (n–1)d 1 ns 2 (n–1)d 2 ns 2 (n–1)d 3 ns 2 (n–1)d 5 ns 1 (n–1)d 5 ns 2 (n–1)d 6 ns 2 (n–1)d 7 ns 2 (n–1)d 8 ns 2 47
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
CIENCIA EN ACCIÓN ¿Cómo se clasifican los elementos químicos? Estudiaremos: - Propiedades de metales y no metales.
Habilidades a desarrollar: - Observación. - Predicción. - Registro y ordenamiento de datos. - Elaboración de conclusiones. Materiales y reactivos • Un trozo de los siguientes metales: Cobre, Magnesio, Cinc, Hierro, Aluminio y Estaño. • Un trozo de lija para metal. • 10 mL de ácido clorhídrico (HCl) concentrado. • 10 mL de ácido nítrico (HNO3) concentrado. • 10 mL de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado. • Una cucharadita de Azufre en polvo. • Una cucharadita de Yodo. • Mechero, rejilla de asbesto y trípode. • Cápsula de porcelana. • Lentes protectores, ANTIPARRAS. • Ocho tubos de ensayo y una gradilla. • Tres vasos precipitados de 250 mL.
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Introducción La mayoría de los elementos son metales (84), otros son denominados semimetales (8), otros son no metales (17) y los restantes son sintéticos. Todos se agrupan en la Tabla periódica automáticamente gracias al criterio del número atómico. Junto a cuatro compañeras y compañeros conformen un equipo de trabajo y desarrollen las actividades propuestas. Recuerden aplicar los principios del trabajo en equipo. Además no olviden las normas de seguridad en el laboratorio. - Todos deben usar delantal. - No toques ni huelas los reactivos. - Lean las indicaciones antes de iniciar el trabajo. - Mantengan la mesa de trabajo limpia y ordenada. - Si salpica a tu cuerpo, manos, ojos alguna sustancia, infórmale de inmediato a tu profesor o profesora. Recuerda usar guantes o anteojos de seguridad cuando se indique. - No deben dejar los reactivos empleados cerca de una fuente de calor. - Los ácidos requieren un cuidado especial. Cuando quieras diluirlos, mézclalos, cuidando que el ácido sea depositado sobre el agua. Objetivos A continuación, desarrollarán un experimento que les permitirá: - Identificar las características comunes a metales y no metales, como la reactividad en ácido, lo que les permitirá finalmente clasificarlos. - Practicar habilidades para el trabajo en equipo. Paso 1: La observación Trabajarán con los siguientes elementos: Cobre, Magnesio, Cinc, Hierro, Aluminio, Estaño, Yodo y Azufre. Observen con atención sus características. Expondrán estos elementos a reacción con ácido, el que se caracteriza por liberar iones de Hidrógeno en reacción química. ¿Qué crees que debería suceder al unir cada uno de los elementos enunciados con un ácido? Paso 2: Preguntas de investigación Para guiar el trabajo experimental como hemos visto en las actividades anteriores, los científicos elaboran preguntas de investigación, las que posteriormente serán sometidas a prueba. En este caso, las preguntas que guiarán el trabajo son: 1. ¿Qué sucederá al mezclar cada uno de los elementos mencionados (Cobre, Magnesio, Cinc, Hierro, Aluminio, Estaño, Yodo y Azufre) con ácido clorhídrico? 2. ¿Qué sucederá al mezclar cada uno de los elementos mencionados (Cobre, Magnesio, Cinc, Hierro, Aluminio, Estaño, Yodo y Azufre) con ácido sulfúrico?
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
3. ¿Qué sucederá al mezclar cada uno de los elementos mencionados (Cobre, Magnesio, Cinc, Hierro, Aluminio, Estaño, Yodo y Azufre) con ácido nítrico? 4. ¿Qué sucederá con el Yodo y el Azufre al ser calentados en la cápsula de Petri? Paso 3: Formulación de hipótesis Se les ha indicado con anterioridad que basados en sus experiencias y conocimientos previos, los científicos dan posibles respuestas denominadas inferencias a las preguntas planteadas, y para determinar si estas son correctas o no mediante la experimentación, deben ser planteadas como hipótesis. ¿Qué hipótesis de trabajo podrían plantear? Paso 4: Diseño experimental 1. Limen cuidadosa y suavemente cada una de las placas metálicas. 2. Dividan la limadura de cobre en tres porciones. 3. Coloquen la primera porción de cobre en un tubo de ensayo, pónganse las antiparras y agreguen cuidadosamente 2 mL de ácido clorhídrico. 4. Una segunda porción de cobre dispónganlo en otro tubo de ensayo. Con los anteojos de seguridad puestos, agreguen 2 mL de ácido nítrico. 5. En un tercer tubo de ensayo, dispongan la tercera porción de cobre y agreguen 2 mL de ácido sulfúrico. 6. Repitan las etapas reemplazando el cobre por: a. Yodo. b. Azufre. c. Magnesio. d. Cinc. e. Hierro. f. Estaño.
PRECAUCIÓN: Usarán en esta experiencia ácidos, sustancias que pueden provocar daños en la tela de tu ropa y quemaduras graves en la piel. Recuerda trabajar con seriedad, no toques con las manos las botellas en las que se dispondrán los ácidos. Si crees que éstas están impregnadas con la sustancia que contienen, infórmale inmediatamente a tu profesor o profesora. Si salpica ácido a tu piel o ropa, avísale a tu profesor(a); o profesor, no corras a lavarte con agua, pues podrías activar más aún la reacción del ácido.
7. En la cápsula de porcelana depositen una porción pequeña de azufre, procedan a calentarla y registren sus observaciones. 8. Repitan el punto número 7, reemplazando el azufre por yodo y registren sus observaciones. 9. Repitan nuevamente el punto 8, reemplazando el no metal por un trozo de aluminio. 10. Con una pinza metálica, tomen un trozo de magnesio y procedan a exponerlo a la llama de un fósforo. 11. Repitan el punto 10, reemplazando el magnesio por un trozo de estaño. Paso 5: Registro de observaciones Recuerden que un aspecto clave en el trabajo experimental es el registro ordenado de las observaciones. Como grupo acuerden un sistema que les permita registrar sus observaciones.
Mechero con cápsula de porcelana.
49
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos Al registrar las observaciones podrán recopilar datos y ordenarlos para su posterior análisis. Usen el siguiente sistema para ordenar los datos:
CUIDA EL AMBIENTE: Eliminar ácidos al ambiente, en forma de gas o líquido, se considera una de las formas de contaminación ambiental más agresivas. Desecha los ácidos empleados de la siguiente forma: 1º Filtra los líquidos para eliminar sólidos o saca las partículas sólidas utilizando una pinza. 2º Agrega a los líquidos por separado 5 mL de bicarbonato de sodio, lo que te permitirá neutralizarlos; revuelve la mezcla, y luego elimínalos por el lavadero. 3º Las sustancias sólidas envuélvelas en papel absorbente para finalmente depositarlas en el papelero o en el lugar que indique tu profesor o profesora.
Ácido Ácido clorhídrico nítrico
Ácido sulfúrico
Calentamiento en Exposición a la cápsula de porcelana llama de un fósforo
Cobre Hierro Cinc Yodo Azufre Magnesio Estaño
Paso 7: Análisis de datos Para analizar los datos, respondan las siguientes preguntas. 1. Según sus observaciones, qué respuestas pueden elaborar para las preguntas de investigación. 2. ¿Cuáles son las características comunes que pueden observar en los metales y en los no metales? 3. Escriban las configuraciones globales externas de los elementos trabajados. ¿Observan similitudes o diferencias? Justifiquen sus respuestas. 4. De acuerdo con lo observado, propongan una clasificación de elementos manipulados y discutan su validez con otros grupos de trabajo. Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados Para comunicar sus resultados elaboren un informe de laboratorio, considerando los siguientes requerimientos; revisa el modelo de la página 69. a. Portada. b. Introducción. c. Descripcion del proceso experimental.
d. Registro de observaciones. e. Presentación de los resultados. f. Análisis de datos. g. Conclusiones.
Paso 9: Evaluación del trabajo Siempre es conveniente revisar cómo se ha trabajado y tomar conciencia de ello. Para esto, vuelvan a leer los aspectos evaluados del “Ciencia en acción” de la página 44. Además, propongan acciones para superar aquellos aspectos que puedan ser mejorados de acuerdo con los criterios dados a continuación: Criterios por considerar Cuando estudio empiezo por ver exactamente qué necesito aprender. Cuando estudio, me esfuerzo por comprobar si recuerdo lo que aprendí. Cuando estoy estudiando, trato de ver qué conceptos todavía no he entendido bien. Cuando estudio, me aseguro de recordar las cosas más importantes. Cuando estudio y no entiendo algo, busco información adicional para aclararlo. 50
Sí No
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Metales, no metales y metaloides Los elementos se pueden clasificar de acuerdo con sus propiedades estructurales, eléctricas e incluso según sus configuraciones electrónicas. Los metales se ubican en la parte izquierda y central de la Tabla periódica, caracterizándose por ser buenos conductores de calor y electricidad. En su mayoría son sólidos y brillantes, son maleables (pueden laminarse) y dúctiles (presentarse como alambres), como muestra la Figura 18.
SABÍAS
QUE:
El metal hierro es un mineral muy importante para la producción de sangre en nuestro organismo y para el buen funcionamiento de todas las células, ya que los glóbulos rojos (formados por la proteína hemoglobina, constituida entre otros elementos por un átomo de hierro) son los responsables de transportar oxígeno a cada una de las células de nuestro organismo.
Figura 18. Aplicaciones de elementos metálicos: Al, Fe y Zn.
Los no metales representados en la Tabla periódica (por ejemplo, los morados en la Figura 17) se ubican en la parte superior derecha de la tabla, entre los cuales se incluyen el Carbono, el Nitrógeno, el Fósforo, el Oxígeno, el Azufre y los halógenos; además del Hidrógeno. Se caracterizan por ser malos conductores y excelentes aislantes térmicos, se pueden presentar en cualquiera de los estados de la materia y se quiebran con facilidad cuando se manifiestan como sólidos; por lo tanto, no son dúctiles y no tienen brillo (por ejemplo, Figura 19).
SABÍAS Figura 19. Aplicaciones de elementos no metálicos: F, S y C.
Los semimetales o metaloides representados en la Tabla periódica de color anaranjado(según la Figura 17) se caracterizan por presentar un comportamiento intermedio entre los metales y los no metales.
QUE:
El no metal yodo (I) tiene propiedades bactericidas que justifican su uso para el tratamiento de heridas o la esterilización del agua potable. Industrialmente, un compuesto denominado yodato de plata es utilizado en la fotografía como constituyente de las emulsiones para “fotografías rápidas”.
Figura 20. Aplicaciones de elementos metaloides: Ge, As y Si.
51
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: -Inferir. -Descripción. -Comparación. -Investigación bibliográfica.
1. Sin mirar la Tabla periódica, completa en tu cuaderno la información que falta en el siguiente cuadro, suponiendo que todos los elementos químicos son neutros (p+ = e–). Una vez terminados los cálculos, usa la Tabla periódica para corroborar tus resultados y completar la columnas 5 y 6 (nombre del elemento y clasificación). Configuración Nombre del z Grupo Periodo electrónica global elemento externa 20 2 3 [Ne]3s 1 [Ar]4s 2 3d 10 4p 1 17 3 29 4 5 [Kr]5s 2 4d 10 5p 5 [Ne]3s 2 15 2 13 [Ne]3s 2 3p 1 1 6 4 4 38 2 [Ar]4s 2 3d 6 [Ne]3s 2 3p 6 2. Define brevemente: a. Metal. b. Metaloide.
Clasificación (metal, metaloide o no metal)
c. No metal.
3. Investiga cuáles son las propiedades de los siguientes elementos y cuál es su importancia para el cuerpo humano. Clasifícalos como metales, no metales o metaloides. a. Sodio. b. Oxígeno. c. Carbono.
52
B [He]2s 22p 6
F
[He]2 1 s
N [He]2s 22p 1
[Ne]3 1 s Be
[He]2s 22p 3
Ne
[He]2s 22p 5
[He]2 2 s
Li
Na
4. ¿Qué es una secuencia isoelectrónica? 5. ¿Qué es el efecto pantalla? 6. Ordena las siguientes piezas de dominó de forma que calcen las configuraciones electrónicas con los símbolos de los elementos.
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Propiedades periódicas Existe una serie de propiedades en los elementos que varían regularmente en la Tabla periódica: son las llamadas propiedades periódicas. Entre ellas se encuentran la afinidad electrónica o electroafinidad, la energía o potencial de ionización, la electronegatividad, el radio atómico, el volumen atómico. Estas propiedades, tanto físicas como químicas, dependen fundamentalmente de la configuración electrónica del elemento, puesto que en un átomo, la corteza electrónica, que contiene tantos electrones, como protones tiene el núcleo, de forma que el átomo sea eléctricamente neutro, y no está distribuida de manera uniforme, ya que los electrones se disponen en capas concéntricas alrededor del núcleo como muestra la Figura 21. La atracción del núcleo atómico sobre un electrón en una capa se ve, pues, apantallada por los electrones que existen en las capas inferiores (que lo repelen hacia el exterior) y reforzada por los electrones existentes en las capas exteriores (que lo repelen hacia el interior del átomo). Cuando se estableció la ordenación periódica de los elementos, se realizó de forma que elementos con propiedades químicas similares cayeran en la misma vertical o grupo, de modo que algunas propiedades que dependen más o menos directamente del tamaño del átomo aumentaran o decrecieran regularmente al bajar por el grupo (afinidad electrónica, potencial de ionización, electronegatividad, radio atómico y volumen atómico). En general, podemos clasificar las propiedades más importantes por relaciones de tamaño y de energía de la siguiente manera:
Fuerzas atractivas (núcleoelectrón)
Fuerzas repulsivas (electrónelectrón)
Volumen atómico Radio atómico
Figura 21. Fuerzas eléctricas del átomo.
Relaciones de tamaño Radio covalente Radio iónico
Potencial de ionización Electronegatividad Relaciones de energía Electroafinidad Electropositividad
En http://www.educaplus.org/properiodicas/index.html encontrarás la definición de cada una de las propiedades y su comportamiento en grupos y periodos. 53
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Volumen atómico Se define como la cantidad de centímetros cúbicos (cm3) que corresponden a un átomo. MÁS QUE QUÍMICA La sal común (NaCl), compuesto muy estable, de propiedades que hacen factible su uso cotidiano, está formada por el sodio (periodo 3 grupo 1) y el cloro (periodo 3 grupo 17). El primero necesita ceder electrones y el segundo ganar, condiciones propias de los grupos en los que se encuentran.
En la Tabla periódica, el volumen varía disminuyendo en un periodo de izquierda a derecha y aumenta en un grupo de acuerdo con el incremento de su número atómico. Este hecho se puede explicar si analizamos que en un periodo al aumentar el número de electrones, también se eleva el número de protones, lo que incrementa la fuerza de atracción del núcleo sobre el último electrón, produciéndose un efecto de acercamiento de la nube electrónica hacia el núcleo, disminuyendo, por ende, el volumen total del átomo. En cambio, en un grupo aumenta el periodo (nivel de energía) y por ende, la distancia entre el núcleo y el último electrón.
Radio atómico y iónico Como recordarás, el núcleo atómico es positivo y los electrones son cargas negativas en constante y rápido movimiento, lo que genera una nube electrónica de forma esférica que es más espesa cerca del núcleo y tenue lejos de él. Los átomos y los iones tienen un tamaño aproximadamente definido que no se estima en una especie aislada (por su tamaño infinitamente pequeño), sino en el estado sólido de un elemento o compuesto.
SABÍAS
QUE:
Los radios atómicos y los iónicos son medidos en Ángstrom (Å). 1 Å equivale a 10–10 m, un valor pequeñísimo 0,0000000001 m.
Se define el radio de un átomo como “la media del radio del átomo en varios compuestos covalentes”, como indica la Figura 22, que está directamente relacionado con el volumen del átomo, por lo tanto, su variación también. 2r
Figura 22. Radio atómico (r).
El radio covalente se define como “la mitad de la distancia entre dos átomos iguales unidos por un enlace simple”. Los radios iónicos se determinan en redes cristalinas y, al igual que el radio atómico, se definen como la distancia entre el centro del núcleo y el electrón más alejado del mismo, considerando que respecto al átomo neutro, el ion presenta una ganancia o pérdida de electrones. En general, el radio iónico de los iones isoelectrónicos disminuye a lo largo de un período, mientras que aumenta para iones de igual carga a medida que se desciende en un grupo. 54
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Potencial o energía de ionización (P.I.) Es la energía necesaria para retirar el electrón más débilmente retenido en un átomo gaseoso desde su estado fundamental, como muestra la Figura 23. e– Energía 118 Kcal mol
+
A + Energía
N (g)
N+ (g) A+ + e–
Figura 23. Representación de la energía de ionización de un átomo de nitrógeno. Es la energía o trabajo necesario para sacar al electrón más débilmente unido del átomo gaseoso.
El proceso se puede representar mediante la siguiente ecuación: Átomo
(gaseoso)
+ Energía
Catión (ión positivo) + 1 electrón (e– )
Pueden removerse uno o más electrones de un mismo átomo, de lo cual depende el nombre que recibe el potencial de ionización: primero, segundo, tercero, etc., siendo el primero la energía más baja y el último la más alta. El potencial de ionización varía en forma indirecta a los radios atómicos, es decir, mientras menor sea el radio atómico, mayor será la atracción entre el núcleo y los electrones, por lo tanto, mayor la energía requerida para remover al electrón más lejano al núcleo.
Afinidad electrónica o electroafinidad (E.A.) Es la energía relacionada con la adición de un electrón a un átomo gaseoso para formar un ion negativo, como muestra la Figura 24, proceso representado por la ecuación: Átomo
(gaseoso)
+ 1 electrón (e– )
Anión (ión negativo).
Energía 81 Kcal mol
e–
+
F(g) F–(g)
Figura 24. Representación de la electroafinidad del átomo de flúor. Es la energía liberada cuando un átomo neutro independiente acepta un electrón.
Las electroafinidades pueden ser negativas cuando se libera energía o positivas cuando se absorbe energía, y son inversamente proporcionales al tamaño del átomo. 55
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
MÁS QUE QUÍMICA Linus Carl Pauling (1901 – 1994), químico estadounidense, es reconocido como el químico más influyente del siglo XX. Recibió el premio Nobel de Química en 1954 por sus trabajos sobre la electronegatividad y enlaces químicos, y en 1962 el premio Nobel de la Paz por su campaña contra las pruebas nucleares.
Electronegatividad (E.N.) La electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones de otro átomo en un enlace covalente.
Electropositividad Capacidad que tiene un átomo para ceder electrones, razón por la cual esta propiedad es inversamente proporcional a la electronegatividad. Otras propiedades periódicas son:
Estados de oxidación Corresponde a la carga que adquiere un átomo neutro cuando se transforma en un ión; por ejemplo: 1. Li Li+ + e– Formación de un catión. El Li pasa del estado cero al estado 1+. 2. Br + e– Br– Formación de un anión. El Br pasa del estado cero al estado 1–.
SABÍAS
QUE:
Un mol es la unidad de medida de la magnitud química cantidad de sustancia “n”que equivale a 6,023 · 1023 átomos, partículas o unidades fundamentales. Así un mol de átomos de Cu es equivalente a 6,023 · 1023 átomos de cobre.
Puntos de ebullición y fusión El punto de fusión es la temperatura a la cual un elemento en estado sólido cambia a líquido, mientras que el punto de ebullición corresponde a la temperatura a la cual se produce el cambio del estado líquido al gaseoso.
Densidad Relación entre la masa (m) y el volumen de un cuerpo (V), que en los sólidos y líquidos se expresa en g/mL y en los gases en g/L. d=
m V
Volumen molar Corresponde al volumen que ocupa un mol de sustancia en condiciones normales de temperatura y presión (0º C y 1atm.). Además, se puede determinar a partir de la densidad y la masa molar (M) de la sustancia. Se calcula como: V=
M d
Como podrás observar, la Tabla periódica reúne una gran cantidad de información de cada elemento: su número atómico, su número másico y las propiedades periódicas, es decir, todo lo necesario para explicar el comportamiento de cada átomo al relacionarse con otros átomos; en síntesis, explicar el comportamiento de la materia.
En http://www.maloka.org/fisica2000/periodic_table/periodic_properties.html encontrarás más información sobre la estructura de la materia y las propiedades periódicas. 56
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
Sintetizando el comportamiento de las propiedades periódicas en la tabla de los elementos, se observa:
Disminuye: Radio atómico
Región s
Aumenta: Radio atómico
Disminuye: Potencial de ionización, electronegatividad
Aumenta: Energía de ionización, electronegatividad, afinidad electrónica
S A B Í A S
Región p Región d
Q U E :
Los gases nobles son los elementos que presentan un mayor potencial de ionización debido a que su estructura electrónica de capa cerrada les proporciona gran estabilidad.
Región f Figura 25. Tabla periódica que muestra el comportamiento de las propiedades periódicas.
1. Confeccionen una tabla para reunir los siguientes datos: volumen atómico, radio atómico, radio iónico, potencial de ionización, electroafinidad, electronegatividad para los elementos: del Grupo 1, Grupo 17, Periodo 2 y Periodo 5 y anota mediante flechas el comportamiento de las propiedades periódicas. Grupo I A
Grupo VII A
Periodo 2
Periodo 5
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Análisis de datos. - Sistematización de la información. - Construcción de gráficos.
Volumen atómico Radio atómico Radio iónico Potencial de ionización Electroafinidad Electronegatividad 2. Observen el comportamiento de los datos. ¿Cómo varían las propiedades en los grupos y en los períodos? 3. Dispongan los átomos siguientes en orden de radio atómico creciente: Na, Be y Mg. 4. Grafiquen el radio atómico del grupo 1 y 17 versus el número atómico. ¿Qué pueden concluir respecto al comportamiento del radio atómico – número atómico? Para ello revisemos algunas reglas básicas y fundamentales para que su gráfico esté bien elaborado. • El gráfico debe estar dispuesto al centro de la hoja de trabajo. • Debe presentar en la parte superior un título, en el que se indica número de gráfico. • En los ejes debes indicar magnitud y unidades específicas, éstas últimas entre paréntesis. 57
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
• Los puntos deben unirlos a mano alzada. • Deben presentar un trabajo limpio y ordenado. Observen el siguiente ejemplo del gráfico Nº 1: Gráfico Nº1: Relación Presión - Volumen de un gas V (mL) 120 100 80 60 40 20 0 1
2
3
4
5
6
7
8
9 10 P (atm)
Ejemplo de gráfico.
5. ¿Cuál de los siguientes iones y átomos es el más grande: S2–, S, O2–? 6. Grafiquen el potencial de ionización de los elementos del grupo 1 y 17 versus el número atómico. Recuerden las indicaciones anteriormente mencionadas para elaborar el gráfico. a. ¿Qué relación pueden establecer entre el potencial de ionización y el tamaño de los átomos? b. ¿Qué justificación química pueden dar a esa relación? 7. Ordenen los átomos siguientes, según la energía de primera ionización creciente: Ne, Na, P, Ar y K. 8. Ordenen el siguiente grupo de elementos, según sus electronegatividades: Li, F, O y Be. 9. Desde la Tabla periódica obtengan los datos de electronegatividad de los gases nobles y expliquen los valores registrados. 10. ¿Por qué disminuyen los radios atómicos de izquierda a derecha en cada período de la Tabla periódica? El aprendizaje es el proceso de adquirir conocimientos, habilidades, actitudes o valores a través del estudio, la experiencia o la enseñanza. Para saber tu nivel de esfuerzo y perseverancia, marca con una X aquellas acciones que realices en tu proceso de aprender. Indicadores
Sí
No
Cuando estudio, trabajo lo más seriamente que puedo. Cuando estudio, sigo esforzándome aunque la materia sea difícil. Cuando estudio, trato de esforzarme en lograr los conocimientos y habilidades que me enseñan. Cuando estudio, pongo el mayor empeño posible. Cuando estudio, repaso aquellos contenidos que aún no he comprendido.
Si has marcado un no por respuesta, esto te indica que tu nivel de esfuerzo y perseverancia es bajo y debes trabajar en ello para fortalecerlo. 58
Revista Científica
Importancia de los oligometales ionizados en los seres vivos Los minerales son elementos químicos que componen el Universo y también a los seres vivos. Así, por ejemplo, nuestro cuerpo contiene: cinc, cobre, hierro y azufre, que forman parte de algunas proteínas; magnesio, potasio y sodio, presentes en nuestros fluidos corporales y líquidos celulares. Estos y muchos otros son indispensables, cuando se encuentran en equilibrio, para realizar procesos químicos y eléctricos que mantienen nuestro organismo en funcionamiento. Sin embargo, cuando alguno de ellos se encuentra en exceso o disminuye su concentración, puede provocar enfermedades.
Los oligometales son elementos químicos metálicos que se encuentran presentes en forma residual; se caracterizan por ser escasos y presentarse en pequeñísimas cantidades. En los seres vivos se han aislado unos 60, pero sólo 14 de ellos se consideran comunes para casi todos. Estos son: hierro (Fe), cobre (Cu), flúor (F), boro (B), vanadio (V), cobalto (Co), molibdeno (Mb), manganeso (Mn), cinc (Zn), yodo (I), silicio (Si), selenio (Se), estaño (Sn) y cromo (Cr). Por ejemplo, sin la presencia del cobalto no tendríamos vitamina B12, que es fundamental en la formación de las células sanguíneas. El selenio potencia la actividad antioxidante de la vitamina E. El yodo es parte de la estructura de las hormonas tiroideas que regulan el metabolismo. Asimismo, el cromo ayuda a nuestras células a aprovechar la glucosa para obtener energía. El molibdeno y el manganeso permiten que algunos mecanismos enzimáticos funcionen correctamente, y el magnesio ayuda a nuestro organismo a absorber el calcio, esencial para los huesos y dientes. El corazón, por ejemplo, requiere magnesio para cada latido y potasio para la contracción de los músculos.
Nuestro cuerpo necesita aproximadamente dos tercios de todos los elementos conocidos por el hombre; por lo tanto, mantenernos sanos exige tomar estos minerales de manera balanceada en nuestra dieta para aprovechar eficazmente los demás nutrientes y vitaminas. Muchas situaciones de nuestra vida diaria, como el estrés, dietas demasiado restrictivas y pobres en nutrientes, provocan desequilibrios en nuestro cuerpo. Los síntomas de estas situaciones deficitarias pueden ser calambres musculares, caída de cabello, fatiga general, etcétera. Cuando existe deficiencia, nuestro organismo intenta compensar el déficit, aumentando la absorción de minerales en el intestino, los cuales deben estar presentes en nuestra dieta en forma iónica, para ser más biodisponibles. Los podemos encontrar en frutas y vegetales. Adaptación de artículo http://www.marnys.com/
Para la reflexión Habilidades a desarrollar: - Análisis de la información. - Formulación de predicciones.
1. ¿Qué son los minerales y cuál es su importancia para los seres vivos? 2. ¿Cuáles son las propiedades químicas de los minerales que los hacen indispensables para la vida? 3. ¿Por qué los iones se clasifican como biodisponibles? 4. Consulta a tu profesor o profesora de Biología cuál es la importancia y función de las vitaminas B12 y E. 5. Investiga qué minerales están presentes en las tres frutas que más consumes en la semana. 6. Investiga qué es el metabolismo y qué sucede cuando las hormonas tiroideas presentan irregularidades por el exceso y deficiencia de yodo. 7. Investiga por qué los jugadores de tenis, en los tiempos de descanso, consumen plátano y chocolates.
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Revisemos lo aprendido: Tema 2
I. Completa las siguientes frases con las palabras que están en el recuadro. número atómico – representativos – pesos atómicos – metales – no metálicos – filas – columnas – volumen atómico – radio atómico a. La Tabla periódica actual se ordena en función del ___________ ___________. b. Los _________________ se pueden caracterizar por ser buenos conductores eléctricos y dúctiles. c. El ____________ ________________ es la cantidad de centímetros cúbicos que corresponde a un átomo.
II. Ubica en el esquema de la Tabla periódica cada uno de los elementos que a continuación se enumeran, según su configuración electrónica. Para ello, observa el nivel de configuración y su capa de valencia. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 2 3 4 5 6 7
Grupos
Región s
Desarrolla las siguientes actividades individualmente y luego compara tus resultados con los de tus compañeros y compañeras. Consulta todas tus dudas a tu profesor o profesora.
Región p Región d
Región f
Periodos
a. [He] 2s2 b. [Ne] 3s2 3p4 c. 1s2 2s2 2p4 d. 1s2 2s2 2p1 e. [Ne] 3s2 3p5
f. [Ar] 3d3 4s2 g. [Kr] 5s1 h. 1s2 i. [Xe] 6s2 j. [Ne] 3s2 3p3
III. Define las siguientes propiedades periódicas. d. Respecto al comportamiento de la propiedad periódica llamada _________ ____________, se puede decir que en la Tabla periódica su comportamiento disminuye en un período de izquierda a derecha. e. Mendeleiev ordena los elementos en su Tabla periódica, según los ________ _________. f. La Tabla periódica actual ordena los elementos en siete _________ y dieciocho ___________. g. Los grupos A de la tabla agrupan a los elementos __________________, que se caracterizan por terminar su configuración electrónica en los subniveles s o sp. h. Los elementos ____ ____________ se caracterizan por ser malos conductores eléctricos y excelentes aislantes térmicos. 60
a. Volumen atómico. b. Radio atómico. c. Potencial de ionización.
d. Electroafinidad. e. Electronegatividad. f. Electropositividad.
IV. En tu cuaderno, copia la siguiente tabla y complétala indicando si aumenta o disminuye el comportamiento de la propiedad en los grupos y períodos.
Propiedad Volumen atómico Radio atómico Radio iónico Potencial de ionización Electroafinidad Electronegatividad
Comportamiento Comportamiento en el GRUPO de en el PERIODO de arriba hacia derecha a abajo izquierda.
TEMA 2: PROPIEDADES PERIÓDICAS
V. Ordena los siguientes grupos de átomos, según las indicaciones establecidas. a. Ni – O – Fr. En orden creciente de electronegatividad. b. Ca – Be – Ra. En orden creciente de radio atómico. c. Zn – Fe – Cu. En orden creciente de electroafinidad. d. Cl – Al – Na. En orden creciente de potencial de ionización.
Autoevaluación Al finalizar el tema revisarás el nivel de logro respecto a los aprendizajes. Recuerda ser honesto(a) al responder. Sólo tú sabrás estas respuestas, y su resultado te permitirá revisar aquellos aspectos que consideras que no han sido completamente logrados. Aspecto por evaluar
VI. Justifica las siguientes afirmaciones a. El potencial de ionización del elemento con configuración 1s2 2s2 es menor que el del elemento con configuración 1s2. b. El radio atómico del elemento con configuración [Ne] 3s1 es menor que el del elemento con configuración 1s2 2s1. VII. Selección única Determina la alternativa que responde correctamente a las preguntas planteadas. 1. Uno de los grandes aciertos de los postulados de Mendeleiev respecto a la ordenación de los elementos fue: a. Designar un lugar fijo para el hidrógeno. b.Ordenar los elementos en orden creciente del peso atómico. c. Dejar los espacios libres de los elementos que no eran conocidos ni aún descubiertos, pero que obedecían a la secuencia. d.Agrupar los lantánidos como un sólo elemento. e. Establecer la única valencia de los elementos. 2. “El sodio es un elemento de baja electronegatividad cuya capa de valencia se ubica en el tercer nivel de energía”. Según la descripción, se puede deducir que el periodo y grupo de este elemento son respectivamente: a. 3 y 13 b. 4 y 17 c. 3 y 1 d. 5 y 1 e. 3 y 12 3. La Tabla periódica actual se ordena en función de: a. El número másico. b. El número atómico. c. La configuración electrónica. d. La electronegatividad. e. El potencial de ionización.
L ML PL
Conozco los nombres y símbolos de los primeros diez elementos del sistema periódico, construyo sus configuraciones electrónicas y, de acuerdo con su posición dentro del período, puedo predecir acerca de si sus características serán metálicas o no metálicas. Aplico habilidades de observación, razonamiento e investigación. Reconozco que muchas de las propiedades de los elementos se repiten periódicamente, y valoro el ordenamiento de los elementos en el sistema periódico como el resultado de un proceso histórico en la búsqueda de sistematizar y ordenar una gran cantidad de información. Expongo correctamente resultados experimentales. Distingo las propiedades de radio atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad y las reconozco como propiedades periódicas. Puedo explicar el origen de la variación periódica del radio atómico, de la energía de ionización y de la electroafinidad en los elementos del segundo período. Soy capaz de aplicar los conocimientos adquiridos a la explicación de fenómenos cotidianos.
Enumera tres estrategias que tomarás para lograr los aspectos que has marcado como ML y PL. Elabora un plan de trabajo en una carta Gantt que considere un mes de duración. Para elaborar una carta Gantt debes tener claro: - Tiempo de extensión para abordar las tareas. - Tareas que derivan de la estrategia propuesta. - Elaborar una matriz que te permita organizar sus tareas temporalmente. 61
UNIDAD 1: MODELO ATÓMICO DE LA MATERIA
Síntesis de la Unidad 1 1. Al cierre de la Unidad, reordena los elementos de la actividad “Ciencias en Acción” en el esquema de la tabla periódica. Elemento Magnesio Litio Helio Flúor Potasio Fósforo Argón Estroncio Bromo Neón Aluminio Nitrógeno
Número de protones 12 3 2 9 19 15 18 38 35 10 13 7
Número de neutrones 12 3 2 10 20 16 22 51 45 10 14 7
Tipo Metal Metal Gas noble No metal Metal No metal Gas noble Metal No metal Gas noble Metal No metal
1 1 2 3 4 5 6 7
18 2
13 3
4
5
6
7
8
9
10
11
14
15
16
17
12
a. ¿Usaste un criterio de organización distinto al propuesto al inicio del tema? b. ¿Qué conocimientos has puesto en práctica para ordenar los elementos químicos? 2. Conceptos clave que aprendiste en esta Unidad son los siguientes. Elabora con ellos un mapa conceptual. Átomo
Núcleo atómico
Protón
Electrón
Neutrón
Modelo atómico de Thomson.
Modelo atómico de Rutherford.
Modelo atómico de Bohr.
Modelo mecanocuántico del átomo.
Teoría atómica de Dalton.
Orbital.
Número atómico.
Número másico.
Isótopo.
Principio de incertidumbre.
Principio de mínima energía.
Principio de exclusión Principio de máxima Configuración de Pauli. multiplicidad de Hund. electrónica.
Periodo.
Metal.
Potencial de ionización. Electroafinidad. 62
Grupo o familia.
No metales.
Propiedades periódicas.
Volumen atómico.
Electronegatividad.
Electropositividad.
Radio atómico.
FICHA 1
Camino a...
FECHA:
/
/
NOMBRE:................................................................................ 6. El modelo atómico clásico, con sus protones, 1. Se aconseja que las mujeres no sometan su neutrones y electrones, se puede considerar un abdomen a una exploración de rayos X sistema planetario en miniatura, donde el sol durante su embarazo, porque durante el examen correspondería al núcleo atómico y los planetas se liberan: a los electrones de la envoltura. En este modelo I. Rayos del átomo: II. Rayos a. La carga positiva está concentrada en la III. Rayos de frecuencia mayor a los rayos envoltura. c. Sólo III b. Sólo II a. Sólo I b. La carga negativa se concentra en el núcleo. e. Sólo II y IIII d. Sólo I y II c. La envoltura es eléctricamente neutra. d. Los protones y electrones se ubican en el 2. Electrón diferencial es el electrón más energético núcleo. de un átomo. Entonces, los valores de los Prácticamente toda su masa se concentra en e. números cuánticos n y l para el electrón el núcleo atómico. diferencial del átomo 13Al son, respectivamente 7. El símbolo químico Sr representa al elemento a. 2 y 1 denominado: b. 2 y 2 a. Sodio. c. 3 y 1 b. Estroncio. d. 3 y 0 c. Escandio. e. 3 y 2 d. Estaño. 3. Al comparar el poder de penetración de las e. Selenio. radiaciones emitidas por sustancias radiactivas, 5 2 8. La configuración electrónica ns np es podemos afirmar que el orden creciente en característica de los elementos llamados: penetración es:
alfa < beta < gamma alfa < gamma < beta beta< alfa < gamma gamma < beta
a. b. c. d. e.
Halógenos. Alcalinos térreos. Alcalinos. Calcógenos. Gases nobles.
4. La composición química del Universo principalmente tiene mayor proporción de: a. Hidrógeno y oxígeno. b. Oxígeno y nitrógeno. c. Carbono y oxígeno. d. Silicio y hierro. e. Hidrógeno y helio.
9. Respecto a la configuración electrónica de [Ar]4s1, es correcto que: a. Corresponde a un gas noble. b. Tiene todos sus orbitales llenos. c. Posee 19 electrones. d. Posee 4 orbitales llenos. e. Posee 4 orbitales tipo s con 1 electrón.
5. De los siguientes elementos, el (o los) que presenta(n) dos electrones desapareados en su estado fundamental es (o son):
10. Li+ y Be2+ se diferencian en:
I. 6C II. 80 III. 4Be a. b. c. d. e.
Sólo I Sólo III Sólo I y II Sólo II y III I, II y III
I. Símbolos químicos. II. Estado de oxidación. III. Número de electrones. a. b. c. d. e.
Sólo I Sólo II Sólo III Sólo I y II I, II y III
FOTOCOPIABLE
a. b. c. d. e.
UNIDAD 2 Enlace químico Introducción En nuestra vida interviene cotidianamente un gran número de sustancias químicas. Por ejemplo, comenzamos nuestra mañana usando jabón, pasta dental, champú, entre otros; continuamos con una taza de té, café, leche o jugo, y así sucesivamente. Te has preguntado alguna vez ¿cómo están constituidas esas sustancias? La gran mayoría de las sustancias que a diario utilizamos no son elementos puros, sino agrupaciones organizadas de átomos que se unieron para dar origen a compuestos esenciales como la sal de mesa. ¿cuántas veces al día ocupamos sal sin detenernos a pensar qué es lo que en realidad estamos consumiendo? ¿Qué motiva y causa que los átomos se agrupen dando origen a diversas sustancias? La respuesta tiene su origen en los enlaces químicos, tema central de esta Unidad.
Estudiarás en esta Unidad • Modelos de enlace. • Estructuras de Lewis. • Energía de enlace. • Enlaces iónicos, covalentes y de coordinación. • Geometría molecular y polaridad.
Al finalizar esta Unidad se espera que aprendas a: • Relacionar la configuración electrónica con el
• Valorar la utilidad de la Estructura de Lewis
tipo de enlace que los átomos forman predominantemente. • Comprender que los átomos forman compuestos iónicos, covalentes o metálicos. • Aplicar los tres modelos de enlace iónico, covalente y metálico a casos simples de interacciones de átomos. • Relacionar el enlace químico y la estructura cristalina de un elemento con algunas propiedades y usos. • Clasificar en casos simples un enlace iónico, covalente o metálico, usando como criterio la ubicación en el sistema periódico de los elementos que intervienen en el enlace.
para explicar y predecir su comportamiento químico. • Representar correctamente las estructuras de Lewis de átomos, iones poliatómicos y moléculas. • Representar tridimensionalmente la forma de diferentes moléculas empleando modelos. • Desarrollar habilidades de investigación, observación y análisis propios de la metodología científica.
65
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
TEMA 1 Los átomos se unen Estudiarás en este tema:
• Modelos de enlace. • Estructuras de Lewis. • Enlaces iónicos, covalentes y de coordinación. • Estereoquímica – geometría molecular. • Polaridad molecular. • Energía de enlace.
A nuestro alrededor encontramos un sinnúmero de materiales que se han formado gracias a la unión entre los átomos. Es así como el estado físico de las sustancias está determinado por la forma en que se unen los átomos. Completa el siguiente esquema: Enlace químico Iónico
(2)
(4)
(1)
(3)
Dativo
Compuestos
Y para comenzar... Cuando en un tubo de ensayo agregas un trozo de cinc metálico (Zn) y sobre él ácido clorhídrico (HCl), observas que se produce un burbujeo y sale humo blanco por la boca del mismo. 30 p+ 35 n
Figura 1. Diagrama atómico del cinc.
La reacción química que explica el proceso es la siguiente: 2 HCl (ac) 17 p 18 n
1 p+
Figura 2. Diagrama molecular del ácido clorhídrico.
66
+
Zn (s)
ZnCl2 (ac)
+
H2(g)
Reactivos Productos Observa con atención y responde: 1. ¿Qué producto obtenido produce burbujeo y humo blanco? 2. Si observas la reacción del cambio de reactantes en productos, ¿cuál de las siguientes frases representa mejor el proceso? Justifica tu elección. a. Los reactivos desaparecen. b. Se forman nuevos productos de sustancias distintas a las de los reactantes. c. Se forman nuevos productos con las mismas sustancias presentes en los reactantes. 3. ¿Cómo explicas que las mismas sustancias (Hidrógeno, Cloro, Cinc) de los reactivos estén presentes en los productos? 4. ¿Puedes explicar cómo se formó el H2 y el ZnCl2?
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Combinación de átomos
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos: - Reacciones químicas. Introducción Muchas de las actividades que realizas a diario tienen implícitas reacciones químicas. Por ejemplo, al encender un fósforo ¿los productos obtenidos son parecidos a los reactivos utilizados? Podrás observar que en tu rutina cotidiana hay muchos otros ejemplos de reacciones químicas. El objetivo de esta actividad experimental es observar las reacciones químicas entre los siguientes reactivos: a. Ácido clorhídrico (HCl) y cinc metálico (Zn). b. Sulfato de cobre (II) (CuSO4) y cinc metálico (Zn). c. Nitrato de plata (I) AgNO3 y Ácido clorhídrico (HCl). Paso 1: La observación Como hemos visto en la unidad anterior, es importante que observemos atentamente los fenómenos estudiados, como la reacción del ácido clorhídrico y el cinc. ¿Cómo explicas la formación del hidrógeno gaseoso (H2) y del cloruro de cinc (ZnCl2)? Paso 2: Preguntas de investigación También hemos señalado que debes plantear preguntas que guíen tu investigación. Por ejemplo, ¿qué sucede al reaccionar el HCl y el Zn? Esta vez indicaremos las preguntas y luego, con la ayuda de tu profesor o profesora y buscando información, podrás formular hipótesis. a. ¿Qué productos son formados al reaccionar los reactivos indicados? b. ¿Por qué ocurren estas reacciones químicas? Paso 3: Formulación de hipótesis Recuerda que los científicos formulan respuestas probables o inferencias a las preguntas de investigación, basándose en su experiencia y en la información obtenida a través de rigurosos procesos de indagación. Según lo investigado y conversado con tu profesor o profesora, ¿qué hipótesis formulas para esta actividad? Paso 4: Diseño experimental Con el objetivo de observar las reacciones químicas de los reactivos y comprender la importancia de los enlaces, realizarás las siguientes actividades para comprobar la validez de las hipótesis establecidas.
Habilidades a desarrollar: - Observarción. - Investigación. - Relación de datos. - Predicción.
Materiales • Tres tubos de ensayo. • Dos pipetas. • Una pinza para tubos de ensayo. • Una espátula.
Reactivos • Ácido clorhídrico (HCl). • Granalla de cinc (Zn). • Sulfato de cobre (II) (CuSO4). • Nitrato de plata (I) AgNO3. • Agua destilada.
Pipeta
Ácido
Tubo de Ensayo
Reacción del ácido clorhídrico y del cinc. 1. Con la ayuda de una pipeta y tomando el tubo de ensayo con la pinza, agrega 2 mL de ácido clorhídrico, como muestra la Figura 3. 2. Sobre el ácido clorhídrico agrega una granalla de cinc. Figura 3.
67
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Reacción del sulfato de cobre y del cinc. 1. En el segundo tubo de ensayo, con la ayuda de la pipeta, agrega 2 mL de agua destilada. 2. Sobre el agua destilada dispuesta en el tubo, agrega una punta de espátula de sulfato de cobre (II). Agita para disolver y homogeneizar la disolución formada. (Figura 4). 3. Sobre la disolución formada, agrega una granalla de cinc (Zn).
Espátula
Sulfato de Cobre
Agua
Figura 4. Disolución de HCl
Reacción del nitrato de plata (I) y del ácido clorhídrico. 1. En el tercer tubo de ensayo agrega 2 mL de agua destilada. 2. Sobre el agua destiladad, dispón una punta de espátula de nitrato de plata (I). Agita para disolver y homogeneizar la disolución formada. 3. Sobre la disolución de nitrato de plata (I), agrega 10 gotas de ácido clorhídrico. (Figura 5). Paso 5: Registro de observaciones Recuerda que para todo científico es fundamental hacer un registro organizado y ordenado de las observaciones. ¿Cómo registrarías los datos ordenadamente?
Pinzas
Figura 5.
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos Ordena los datos obtenidos según el registro establecido por el equipo de trabajo, considerando que son importantes las características iniciales de los reactivos utilizados y las características de los productos obtenidos. Disolución de AgNO3
Paso 7: Análisis de datos Recuerda que el análisis de los datos te permitirá finalmente responder las preguntas de investigación. Ten presente que para lograr ese objetivo debes realizar un proceso ordenado de manera lógica y meticulosa (características intrínsecas del procedimiento científico). Por eso te invitamos a responder las siguientes preguntas: 1. Investiga, ¿qué es un enlace químico? 2. Con la ayuda de tu profesor o profesora determina cuáles son los enlaces presentes en los reactivos utilizados y productos obtenidos. 3. Determina qué sucedió con los enlaces, considerando que las reacciones químicas que has observado son las siguientes: Reacción del ácido clorhídrico y del zinc. + Zn(s) 2HCl(ac)
ZnCl2(ac)
+
H2(g)
Reacción del sulfato de cobre y del zinc. CuSO4(ac) + Zn(s)
ZnSO4(ac)
+
Cu(s)
+
HNO3(ac)
Reacción del nitrato de plata (I) y del ácido clorhídrico. AgNO3(ac) + HCl(ac) AgCl(pp)
4. Con la ayuda de tu profesor o profesora, relaciona tus observaciones con los productos obtenidos en cada reacción química. Por ejemplo, en la primera reacción observas que sale un humo blanco que corresponde al único gas formado, el hidrógeno (H2). 68
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
5. Según el comportamiento observado, ¿cómo definirías reacción química? 6. De acuerdo con las observaciones y datos organizados, ¿cuál es la importancia de los enlaces químicos? Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados Para comunicar los resultados obtenidos y tus conclusiones, diseña un informe de laboratorio teniendo presente orientaciones como las siguientes: - El lenguaje por utilizar debe ser elevado con los recursos léxicos, morfosintácticos y semánticos disponibles. - El texto ha de ser estructurado en forma coherente, de modo de transmitir un mensaje con un discurso formal. - Cada una de las ideas principales deben ser estructuradas en párrafos, según las indicaciones por página: Página
Descripción
1
Presentación portada Margen izquierdo superior: Nombre de tu colegio o liceo / Insignia Identificación del subsector de aprendizaje Centro: Nombre del informe “Laboratorio: Reacciones químicas” Margen inferior derecho: Identificación de los integrantes del grupo. Curso Nombre profesor(a) Fecha de entrega
2
Introducción En ella debes presentar el objetivo, las preguntas de investigación, las hipótesis, un breve resumen de las actividades realizadas y de las posibles conclusiones que se verificarán a lo largo de la experimentación.
Marco teórico Presentación de los conceptos investigados que se aplican en el laboratorio y 3 y 4 su relación. En este caso, el enlace químico y la reacción química y ecuaciones que explican las reacciones químicas estudiadas. Diseño experimental 5 y 6 Explicitación de las actividades experimentales realizadas. Resultados y organización de datos 7 y 8 Presentación de los resultados y tablas que los organizan. 9
Análisis de los resultados Respuesta a las preguntas formuladas en el paso 7.
10
Conclusiones Presentación de las conclusiones obtenidas haciendo referencia a: - La respuesta de las preguntas de investigación y la validez de las hipótesis planteadas. - El aprendizaje obtenido gracias a la actividad experimental. - Evaluación de la actividad en cuanto a errores presentados, distribución de roles, asignación de tiempos u otros aspectos por considerar.
11
Bibliografía Indicar las fuentes bibliográficas utilizadas en el desarrollo de la experiencia y elaboración del informe. Por ejemplo, si es un libro sigue el siguiente orden: Autor (por orden alfabético: apellidos, nombre). Título de la obra, editorial, país, año.
69
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Paso 9: Evaluar el trabajo realizado Es fundamental para actividades posteriores evaluar el trabajo realizado, así como el nivel de logro alcanzado respecto a los objetivos propuestos. Comparte con tu grupo las siguientes preguntas, luego transfórmalas en indicadores que puedan ser evaluados usando la simbología +, ± y –. 1. ¿Cada integrante se preocupó de leer las habilidades por desarrollar durante la actividad? 2. ¿Cada uno de los integrantes fue responsable durante el trabajo desarrollado? 3. ¿La actividad propuesta nos permitió desarrollar la habilidad de investigación? 4. ¿Todos tuvimos una actitud de respeto en la práctica experimental? 5. ¿Pudimos observar las reacciones químicas propuestas y gracias a ellas valorar los enlaces químicos? 6. ¿La actividad propuesta nos permitió desarrollar la habilidad de predecir? 7. ¿La actividad nos permitió tener una clara idea de lo que son los enlaces químicos? 8. ¿La actividad propuesta nos permitió desarrollar la habilidad de observar y relacionar? Tomar conciencia del conocimiento y la comprensión sobre las ideas científicas a través de la indagación implica realizar una serie de actividades para estudiar el mundo natural y proponer explicaciones de acuerdo con la evidencia que proviene del trabajo científico. Revisaremos cuántas de estas acciones están realizando en su práctica diaria. Indicadores
Nunca A veces Siempre
1. Llevo a cabo observaciones sobre los fenómenos en estudio. 2. Manifiesto curiosidad en mi trabajo cotidiano. 3. Defino preguntas a partir de los conocimientos previos. 4. Reúno evidencias utilizando la información de la Web. 5. Utilizo las investigaciones previas. 6. Planteo posibles explicaciones o hipótesis preliminares. 7. Planifico y llevo a cabo investigaciones sencillas. 8. Recopilo evidencia a partir de la observación. 9. Explico los fenómenos basándome en las evidencias. 10. Añado datos a las explicaciones. 11. Considero otras opiniones científicas. 12. Considero nuevas evidencias. 13. Compruebo las explicaciones existentes del tema. 14. Comunico de manera científica los resultados. 15. Doy a conocer una explicación basada en las evidencias.
Si has respondido en alguno de los indicadores “nunca” o “a veces”, es preciso que desarrolles o fortalezcas ese indicador con ayuda de tus compañeros y compañeras o de tu profesor o profesora para ser un estudiante exitoso en la indagación científica. 70
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Hacia el concepto de enlace químico En la Tabla periódica actual existen 118 elementos clasificados, pero si cuentas las sustancias químicas que existen en el mercado, tales como la sal, el azúcar, la mayonesa, los jabones, los perfumes, o en la propia naturaleza, como el agua, la azurita, etc., te darás cuenta de que la cantidad de sustancias es muy superior a 118. ¿Cómo se explica esto? Simple. Los elementos reaccionan y se combinan unos con otros, formando nuevas sustancias a las que llamamos compuestos.
+
Figura 6. Representación de la formación de la sal común a partir del metal de sodio y gas de cloro.
Diversos estudios han demostrado que los elementos en su mayoría son inestables en su estado fundamental, lo que está avalado por la distribución de su nube electrónica. De allí la importancia del planteamiento de Kössel y Lewis, que estudiarás más adelante, que indica que los átomos tienden en una combinación química a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble. Para ello pierden, ganan o incluso comparten electrones con otros átomos, alcanzando estabilidad, señal de la necesidad de formar un enlace químico. Éste se define como la fuerza que mantiene unidos a los átomos en un compuesto, y se clasifica de la siguiente manera: Enlace iónico Polar Enlace químico
dativo
Enlace covalente Apolar Enlace metálico
Cuando los átomos forman enlaces, solamente lo hacen a través de sus electrones más externos, aquellos que se ubican en el último nivel de energía (electrones de valencia), ya sea perdiendo o ganando tantos como pueda alojar en el último nivel o compartiendo, lo que depende de la electronegatividad que presenten. Así, por ejemplo, al ser el flúor (F) el elemento más electronegativo del sistema periódico, su tendencia permanente será ganar tantos electrones como pueda recibir en su último nivel. Observemos la configuración electrónica de flúor Z = 9, 1s2 2s2 2p5 Según ésta, podría recibir un electrón en su último nivel, quedando como 1s2 2s2 2p6, la misma configuración que el neón.
En http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=55&l=s podrás encontrar definiciones de enlace químico y de otros conceptos importantes. 71
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Símbolos de Lewis En 1916, los científicos Walter Kössel y Gilbert Newton Lewis, en forma independiente, establecieron que: “Un átomo en combinación química tiende a alcanzar en su último nivel de energía la configuración electrónica de un gas noble, para lo cual puede ceder, ganar o compartir electrones con otro átomo”. En el mismo año, G. Lewis, además de establecer la base teórica que explica la conformación de los enlaces, elaboró un sistema de notación para representar los electrones de valencia de cada átomo. En la Notación de Lewis, los electrones del último nivel de energía se representan a través de puntos o cruces alrededor del símbolo químico del elemento. Por ejemplo, la configuración electrónica del Oxígeno (O) Z = 8 es: 1s2 2s2 2p4, nos indica que existen 6 electrones de valencia, lo que en notación de Lewis se expresa como lo muestra la siguiente figura de formación de la molécula del oxígeno: Gilbert Newton Lewis (18751946), físico-químico estadounidense que estableció la base teórica que explica la conformación de los enlaces y elaboró un sistema de notación para representar los electrones de valencia de cada átomo.
x
O O +
x x
x
O O
x x
x x
x
O=O
x x
x
Para el litio (Li) Z = 3, la notación de Lewis según su configuración electrónica 1s2 2s1 será: Li· La participación de los electrones de valencia en la formación de un compuesto como la sal está representada en el siguiente esquema:
Na
Cl
Na+
Cl–
Figura 7. Diagrama atómico de la formación de la sal común en forma iónica.
SABÍAS
QUE:
La notación de Lewis cobra mayor valor cuando se establece para los compuestos químicos, pues a partir de ella se puede determinar su geometría y predecir su comportamiento. Estamos frente a un claro ejemplo de la importancia de los enlaces químicos y su aplicación a la vida cotidiana.
De acuerdo con lo estudiado en la unidad anterior, cada grupo o familia presenta una configuración electrónica similar en el último nivel de energía. Aplicando la notación de Lewis se obtiene la siguiente tabla resumen:
Grupo
1
2
13
14
15
16
17
Notación de Lewis
X
X
X
X
X
X
X
La conclusión del postulado de Lewis y Kössel queda establecida en lo que hoy se conoce como regla del octeto, que dice: “cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones, de modo que el último nivel de energía de cada átomo contenga ocho electrones, adquiriendo la configuración electrónica del gas noble más cercano en la Tabla periódica”. Los átomos de los elementos de tamaño pequeño, tales como el Hidrógeno, el Litio y el Berilio, cuando establecen enlaces tienden a completar su último nivel de energía con dos electrones, alcanzando la configuración electrónica del helio, condición conocida como regla del dueto.
En http://www.100ciaquimica.net/biograf/cientif/L/lewis.htm podrás encontrar los trabajos realizados por Lewis y sus aportes a la química moderna. 72
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Realiza la siguiente actividad en forma individual y luego discute con tus compañeros y compañeras tus resultados y revísala con tu profesor o profesora. I. Determina la configuración electrónica de los siguientes elementos y establece en cada caso los electrones de valencia. 1. Del grupo 1: a.Li
b. Na
c. K
2. Del grupo 17: a. F
b. Cl
c. Br
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Predicción. - Interpretación de datos.
II. Con la ayuda de tu profesor o profesora, y empleando lo propuesto por Kössel y Lewis, determina ¿cuántos electrones deben ganar, perder o compartir los elementos configurados anteriormente y qué ión (catión o anión) podrían formar. Por ejemplo, el potasio (K) tiene la configuración 1s22s22p63s23p64s1, por lo que presenta 1 electrón de valencia, y el gas noble más cercano a este elemento es el argón (Ar), cuya configuración es 1s22s22p63s23p6. Por lo tanto, el K para alcanzar la configuración del Ar debe perder un electrón, convirtiéndose en el catión K+. III. Representa la estructura de Lewis de las siguientes especies químicas. a. 19K
b. 11Na+
c. 16S
d. 8O2–
e. CO2
f. H2O
g. NH4+
h. HS–
IV. Las especies químicas del punto III (ejercicios de la a. a la d.) ¿se comportan como metales o no metales? V. Predice el comportamiento como ión de los elementos de valores altos y bajos de electronegatividad, según Pauling mostrados en la siguiente tabla: H 2,1 Li 1,0 Na 0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7 Fr 0,7
Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,0 Sr 1,0 Ra 0,9 Ba 0,9
B 2,0 Al 1,5 Ga 1,6 In 1,7 Tl 1,8
C 2,5 Si 1,8 Ge 1,8 Sn 1,8 Pb 1,8
N 3,0 P 2,1 As 2,0 Sb 1,9 Bi 1,9
O 3,5 S 2,5 Se 2,4 Te 2,1 Po 2,0
F 4,0 Cl 3,0 Br 2,8 I 2,4 At 2,2
VI. Predice el comportamiento químico como ión de los siguientes elementos de acuerdo con los valores de electronegatividad. a. Ba b. P c. Al d. I 73
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
El enlace químico El enlace químico se forma cuando dos o más átomos comparten pares de electrones. Sin embargo, el tipo de enlace que forme dependerá de las propiedades químicas que tenga cada una de las especies participantes.
Enlace iónico o electrovalente MÁS QUE QUÍMICA Se tienen registros y evidencias históricas, tales como vajillas para evaporar agua y obtener sal, que indican que el hombre comenzó a emplear el cloruro de sodio hace 4700 años, principalmente por necesidad fisiológica.
SABÍAS
QUE:
Dado el comportamiento de la electronegatividad en la Tabla periódica y la ubicación de los metales y no metales, se establece que, en general, el enlace iónico se produce entre un metal que cede electrones y un no metal que gana electrones.
Este enlace se forma cuando los átomos participantes presentan una apreciable diferencia de electronegatividad ( EN), igual o mayor a 1,7, produciéndose la transferencia de uno o varios electrones desde el átomo de menor al que posee mayor electronegatividad. Debido a ello, uno de los átomos pierde electrones, formando un catión, y el otro gana electrones, formando un anión, estableciéndose una fuerza electrostática que los enlaza y da origen a los compuestos iónicos. El ejemplo más común y cotidiano que podemos encontrar respecto a la formación del enlace iónico y, en consecuencia, de un compuesto iónico es el cloruro de sodio o sal de mesa. Ejemplo 1: Unión del sodio y con el cloro. 1. El Sodio (Na) presenta la configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s1 y una electronegatividad de 0,9. 2. El Cloro (Cl) tiene una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y una electronegatividad de 3,0. Si ambos átomos se “unen”, observaríamos el siguiente comportamiento: 1. El Sodio tiene como gas noble más cercano al neón, mientras que el Cloro tiene al Argón; por lo tanto, al Sodio (Na) le “conviene”perder un electrón y al Cloro (Cl) “ganarlo”. 2. La electronegatividad de los átomos (Na 0,9 y Cl 3,0) nos indican que el Cl tiene una tendencia mayor que el Na para ganar electrones. 3. En síntesis, el Na cederá un electrón y el Cl lo recibirá, tal como lo muestran las siguientes figuras.
Figura 8. El sodio cede su electrón de valencia al cloro.
Figura 9. El sodio se convierte en el catión Na+ y el cloro en el anión Cl–.
En http://www.visionlearning.com/library/ podrás encontrar una simulación de la reacción del sodio y la formación del cloruro de sodio (sal de mesa común). 74
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Según notación de Lewis podría expresarse como:
Na Cl +
+
Na Catión
[ Cl ]
–
Anión
Figura 10. Simbología de Lewis de la formación del compuesto iónico de cloruro de sodio.
Ejemplo 2: Unión del Ca con el Cl. 1. La configuración electrónica del Ca es [Ar] 4s2, su gas noble más cercano es el Ar Z = 18 y su E.N. 1,0; por lo tanto, en notación de Lewis el Calcio se presenta como:
Ca Figura 11. Simbología de Lewis del calcio.
2. El cloro (Cl) tiene una configuración electrónica [Ne]3s2 3p5, su gas noble más cercano el Ar Z = 18 y una E.N. 3,0.
Cl
MÁS QUE QUÍMICA El cloruro de calcio (CaCl2) es un compuesto químico de amplio uso industrial. Por ejemplo, en la minería se emplea en el control de polvos y estabilización de vías; en la agricultura, como fertilizante; en la construcción, como acelerador de secado del concreto, y en la refrigeración, como estabilizante de bajas temperaturas.
Figura 12. Simbología de Lewis del cloro (CaCl2).
3. La diferencia de E.N. será: EN = E Cl – ECa = 3,0 – 1,0 = 2,0 (mayor a 1,7), por lo tanto existe un enlace iónico. Podemos establecer entonces que el elemento de mayor E.N., en este caso el Cl, ganará los electrones suficientes para completar su último nivel de energía, y el de menor E.N. (Ca) perderá los electrones necesarios para igualar la configuración electrónica de su gas noble más cercano. En síntesis, el Cloro debe ganar 1 electrón, convirtiéndose en el anión Cl–, y el calcio cede 2, quedando como el catión Ca2+. Se presenta entonces un problema de proporciones que se soluciona de la siguiente manera: El Ca deberá unirse a dos átomos de Cloro, así cada uno recibirá uno de sus electrones, lo que se representa como lo indica la siguiente ecuación:
Ca 2 Cl +
[ Cl ] – Ca2+ [ Cl ] –
Figura 13. Simbología de Lewis de la formación del cloruro de calcio.
Compuestos iónicos Debido a la fuerza electrostática que se establece entre los iones formados en un enlace iónico, sus compuestos se caracterizan por: a. Ser sólidos a temperatura ambiente. b. Presentar altos puntos de evaporación y fusión. c. Ser buenos conductores eléctricos cuando están fundidos o disueltos en agua (en disolución acuosa). d. Romperse con facilidad en estado sólido. e. Ser malos conductores de calor. f. Disolverse en agua fácilmente a temperatura ambiente. g. Formar estructuras tridimensionales (redes cristalinas)en estado sólido. 75
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Un ejemplo de red cristalina es la siguiente:
Cl–
SABÍAS
QUE:
En un compuesto iónico, la electrovalencia de un átomo se define como el número de electrones ganados o cedidos por ese átomo durante la formación del enlace.
Na+
Figura 14. Modelo de puntos del cristal de NaCl.
Algunos ejemplos de compuestos iónicos son: el fluoruro de sodio de la pasta dental, el yoduro de potasio de la sal común y el fosfato de calcio, que se encuentra en los dientes, huesos, cáscara de huevos y fertilizantes, entre otros. C.
B.
A.
Figura 15. Compuesto iónicos de uso común como A. Fluoruro de sodio. B. Yoduro de potasio y C. Fostato de calcio.
Enlace covalente MÁS QUE QUÍMICA Uno de los componentes principales del jugo gástrico es el ácido clorhídrico (HCl), compuesto químico de alto poder abrasivo que es secretado por las células gástricas parietales.
Es aquel que se forma cuando los átomos participantes tienen electronegatividades similares o iguales, produciendo una diferencia que puede ser igual o superior a cero y menor a 1,7. Así, a diferencia del enlace iónico, no se forman iones, puesto que los electrones no se transfieren de un átomo a otro; por el contrario, se comparten. Por ejemplo, el enlace del ácido clorhídrico (HCl) compuesto presente en el jugo gástrico: 1. El Hidrógeno (H) presenta la configuración electrónica 1s1 y una electronegatividad 2,1. 2. El Cloro (Cl) posee una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 y una electronegatividad 3,0. Si ambos átomos se “unen”, observaríamos el siguiente comportamiento: el Hidrógeno tiene como gas noble más cercano al Helio, el Cloro al Argón; por lo tanto, ambos átomos “desean”tener un electrón más para asemejarse a su gas noble más cercano.
+
H
Cl
–
Figura 16. Distribución de los electrones en forma de nube en el HCl.
76
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Los electrones compartidos forman un enlace que se representa con líneas rectas de la siguiente forma:
H– Cl La mínima diferencia de electronegatividad (EN = 3,0 – 2,1 = 0,9) indica que el electrón del átomo de H se une a uno de los electrones del último nivel de energía del Cl y viceversa, cumpliendo cada átomo con la regla del dueto y octeto, respectivamente, para alcanzar la anhelada estabilidad química. El enlace covalente se clasifica como polar y apolar atendiendo a la diferencia de electronegatividad entre los átomos participantes. Además, considerando la cantidad de electrones compartidos se pueden catalogar como:
Clasificación
Característica
Ejemplo
Simple o sencillo o saturado.
Se comparte un par de electrones.
Agua (H2O).
H O H H–O–H
Doble.
Se comparten cuatro electrones (dos pares).
Dióxido de carbono (CO2).
O C O O=C=O
Triple.
Los electrones compartidos Nitrógeno (N ). 2 son seis (tres pares).
SABÍAS
QUE:
La energía de enlaces se define como la energía necesaria para romper un enlace y producir la disociación de una especie molecular. Por ejemplo: 2HCl H2 + Cl2
N N N=N
Enlace covalente polar Corresponde al tipo de enlace covalente que se forma cuando la diferencia de electronegatividad (EN) es distinta de cero, pero inferior a 1,7, dando origen a compuestos covalentes conocidos como moléculas diatómicas covalentes, por ejemplo el HCl, y moléculas poliatómicas que se forman por la unión de tres o más átomos, siendo el átomo central generalmente menos electronegativo, por ejemplo, el amoniaco (NH3). Un tipo de enlace covalente polar es: Enlace covalente coordinado o dativo Este tipo de enlace se produce cuando sólo uno de los átomos participantes aporta electrones, siendo siempre de naturaleza polar. Por ejemplo el H2SO4 y HNO3. Enlace covalente apolar Tipo de enlace covalente que se forma por la unión de átomos con la misma electronegatividad siendo su diferencia (EN) igual a cero. Este tipo de enlace da origen generalmente a moléculas homoatómicas por ejemplo: H 2, N 2, O 2. Compuestos covalentes Los compuestos covalentes se clasifican como: sustancias moleculares y sustancias reticulares.
En http://web.visionlearning.com/custom/chemistry/animations/CHE1.7-anH2Obond.shtml puedes encontrar una simulación gráfica del enlace de átomos de hidrógeno y del agua. 77
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
SABÍAS
QUE:
El alcohol etílico o etanol, además de usarse con fines de bebidas alcohólicas, es ampliamente utilizado en el sector farmacéutico como principio activo de algunos medicamentos y cosméticos, así como desinfectante de la piel cuando está desnaturalizado.
Las sustancias moleculares están formadas por moléculas individuales unidas entre sí, que, dependiendo de su masa molecular y de la densidad de las fuerzas intermoleculares, se pueden presentar como sólido, líquido y gaseoso, caracterizándose por: a. Tener puntos de fusión y ebullición bajos. b. Ser malas conductoras de electricidad y calor. c. Ser solubles en agua cuando son polares y prácticamente insolubles cuando son apolares. d. Ser blandas. e. Presentar una baja resistencia mecánica. Algunos ejemplos de sustancias moleculares son: el oxígeno, el dióxido de carbono, el agua, el azúcar y el alcohol etílico. A.
B.
C.
Figura 17. Sustancias molecurales de uso común como A. azúcar, B. agua y C. alcohol etílico.
Las sustancias reticulares, en cambio, están formadas por un número indefinido de átomos iguales o diferentes unidos por enlace covalente. No se puede hablar de moléculas, sino de red o cristal covalente, y la estructura de la red consiste en un número muy grande de núcleos y electrones conectados entre sí, mediante una compleja cadena de enlaces covalentes que se caracterizan por: a. Presentarse sólo en estado sólido. b. Tener puntos de fusión y ebullición muy altos. c. Ser muy duros. d. Ser insolubles en cualquier tipo de sustancia. e. No conducir la electricidad. Algunos ejemplos de este tipo de sustancias son: el diamante, el grafito, el cuarzo. A.
B.
C.
Figura 18. Sustancias moleculares de uso común como A. trozo de diamante, B. grafito y C. cuarzo.
Los cristales covalentes presentan distintas formas de un mismo elemento denominadas alótropos. Por ejemplo, el grafito y el diamante están constituidos por átomos de carbono, pero su distribución espacial es distinta, formado por sustancias diferentes.
En http://w3.cnice.mec.es/eos/MaterialesEducativos/mem/moleculares/programa/ html/actividad02.htm desarrolla la actividad propuesta y clasifica las sustancias. 78
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
1. Calcula la diferencia de electronegatividad del amoniaco (NH3) y determina el tipo de enlace que presenta. 2. De acuerdo con la ubicación en la Tabla periódica, predice si la pareja de elementos químicos forma un enlace iónico, covalente polar, covalente apolar o metálico. a. K – F b. H – H c. Al – Al d. S – O 3. Interpreta los valores de la siguiente tabla de porcentaje iónico. ¿Qué puedes decir respecto de las parejas formadas del punto 2? EN %
0,2 0,6 1,0 1,4 1 9 22 39 Compartición de e– A:B A:B Molécula apolar Molécula polar
1,8 55
2,2 2,6 3,0 70 82 89 Transferencia de e– B– A+ Ión
3,4 95
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Resolución de problemas. - Interpretación de resultados. - Investigación. - Predicción.
4. Predice de acuerdo a la estructura cristalina del diamante y del grafito las características físicas y químicas, observando las siguientes figuras:
Diamante.
Grafito.
5. ¿Qué es la resistencia mecánica de las sustancias moleculares? 6. ¿Qué es una aleación? Aprender ciencia es sinónimo de interpretar los fenómenos cotidianos para intentar dar una explicación mediante un lenguaje oral y escrito, usando modelos que deben ser entendidos por todos. Hablar científicamente implica realizar muchos procedimientos. ¿Cuál de ellos has utilizado y con qué regularidad? Algunos procedimientos Siempre A veces Nunca 1. Descubrir fenómenos relacionados con el enlace químico. 2. Cuestionarse la unión de los átomos. 3. Suponer que los átomos se unen formando compuestos. 4. Inferir que en el enlace covalente se comparten electrones. 5. Deducir que el enlace iónico se forma por sustancias cristalinas. 6. Contradecir que las sustancias moleculares son insolubles. 7. Considerar que el ordenamiento de los átomos da resistencia mecánica 8. Comparar el enlace iónico con el enlace covalente. 9. Clasificar las sustancias según su enlace químico. 10.Interpretar los valores de la diferencia de electronegatividad. 11.Divulgar lo aprendido sobre el enlace químico. 12.Demostrar que la diferencia de electronegatividad es un indicador del Porcentaje iónico. 79
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Enlace metálico Este tipo de enlace se presenta en los metales, que forman agregados en los que no se encuentran átomos, sino iones positivos en posiciones fijas y próximas. ¿Cómo es posible que iones positivos no produzcan repulsión? Esto se debe a que los electrones de valencia se encargan de contrarrestar las repulsiones electrostáticas al actuar como una nube negativa que se desplaza a través de todo el sólido metálico. A.
C.
B.
MÁS QUE QUÍMICA El nombre del oro (Au) viene del latín aurum que significa amanecer brillante. Gracias al trabajo científico, se ha podido extraer oro puro desde los yacimientos para transformase en uno de los metales más preciados a nivel mundial por sus múltiples aplicaciones. Es así como el 75% de la producción mundial de este metal se consume en joyería, el 15% en aplicaciones industriales, especialmente en electrónica, y el 10% restante en medicina y odontología.
Figura 19. (A) trozo de oro, (B) aluminio y (C) titanio.
Se ha observado que a medida que aumenta la carga nuclear del elemento metálico, su enlace se hace más fuerte y la distancia entre los iones, menor, lo que explica el aumento de la densidad y dureza del metal. Asimismo, la existencia de la nube electrónica “móvil”formada por los electrones de valencia explica la alta conductividad eléctrica y de calor de los metales. Este tipo de enlace se representa mediante esferas positivas que forman una red metálica. +
+
+
+
+
+
+
+
+
+
Figura 20. Esquema de una red metálica.
Algunas de las características de los elementos metálicos son producidas por la naturaleza del enlace metálico: 1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio. 2. Los puntos de fusión y ebullición varían notablemente entre los metales. Esto quiere decir que existen diferencias entre las fuerzas de atracción de la nube electrónica móvil de los distintos metales. 3. La conductividad térmica y la conductividad eléctrica son muy elevadas, y se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia. Por esta razón, se usan para hacer ollas, para calentar el agua y como dispositivos para conducir la corriente eléctrica, principalmente el alambre de cobre. 4. Presentan brillo metálico, es decir, reflejan la luz. 5. Son dúctiles, es decir, que pueden ser estirados como alambres. 6. Son maleables, es decir, se pueden hacer láminas con ellos debido a la enorme movilidad de los electrones de valencia. Esto hace que los cationes metálicos puedan moverse sin producir una rotura. 7. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor. Esta propiedad es utilizada en las celdas fotovoltaicas para producir corriente eléctrica. 8. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.
En el sitio http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_ materia/curso/materiales/enlaces/metalico.htm podrás encontrar una simulación del enlace metálico. 80
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
¡Anímate! Desarrolla en tu cuaderno la siguiente actividad en forma individual, Luego revísala con tu profesor o profesora. I. Verdadero o Falso: indica si las afirmaciones son falsas o verdaderas. Justifica las falsas. 1. _____ Los electrones que intervienen en un enlace químico son los que se encuentran en los niveles de energía más cercanos al núcleo. 2. _____ Los electrones de valencia en la simbología de Lewis son representados por cruces o puntos. 3. _____ La regla del octeto indica que los átomos en un enlace químico sólo ceden electrones del último nivel de energía hasta adquirir 8 electrones, es decir, la configuración electrónica del gas noble más cercano. 4. _____ El litio cumple con la regla del dueto. 5. _____ Los compuestos iónicos se caracterizan por ser buenos conductores eléctricos. 6. _____ Los enlaces covalentes se clasifican como: simple, doble o triple, atendiendo a la diferencia de electronegatividad de los átomos participantes. 7. _____ En un enlace covalente triple se comparten tres pares electrónicos. 8. _____ Las moléculas poliatómicas están formadas por la unión de tres o más átomos distintos. 9. _____ Los enlaces covalentes coordinados se caracterizan por presentar ∆EN igual a cero. 10. _____ Sólo los compuestos reticulares forman redes cristalinas.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Comparación. - Aplicación. - Predicción.
II. Ejercicios: Desarrolla los siguientes ejercicios. 1. Predice qué iones formarán los siguientes átomos considerando su posición en la Tabla periódica, su electronegatividad y los gases nobles más cercanos. a. Mg b. O c. Al d. Li e. F 2. Escribe la estructura de Lewis para los siguientes átomos: a. K b. Br c. N d. I
e. Ba
3. Determina qué tipos de enlace se producen al unir los siguientes átomos. Para ello, establece la configuración electrónica, los electrones de valencia y la electronegatividad de cada uno. a. Oxígeno y Oxígeno. b. Hidrógeno y Flúor c. Sodio y Azufre. 4. Indica qué tipo de enlace presentan los siguientes compuestos: b. CO c. CHCl3 d. Li2O a. H2 5. Diseña una tabla comparativa de las diferencias y similitudes de los enlaces iónicos, covalentes y metálicos.
81
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
III. Mi proceso de aprendizaje. Es importante evaluar el nivel de logro que has alcanzado respecto a los aprendizajes esperados. Recuerda utilizar la siguiente simbología: Logrado (L): Has logrado plenamente. Medianamente Logrado (ML): Has logrado parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar algunos aspectos. Por Lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje, debes seguir trabajando para hacerlo.
1. 2.
3. 4.
5. 6. 7. 8.
Aspecto por evaluar Reconozco los electrones de valencia como actores primordiales en la formación de los enlaces químicos. Entiendo que el enlace químico permite explicar y relacionar la estructura con la propiedades de las diferentes sustancias y materiales. Comprendo que los átomos pueden formar compuestos iónicos, covalentes o metálicos. He logrado desarrollar o practicar habilidades científicas como la observación, la predicción, el cálculo, establecer relaciones y comprender por medio de las actividades propuestas. Distingo las diferencias fundamentales entre los compuestos moleculares, reticulares y iónicos. Puedo identificar el tipo de enlace que presenta un compuesto y precisar algunas de sus características más importantes. Diferencio entre compuestos químicos iónicos, covalentes y metálicos. He sido respetuoso(a) del trabajo de mis compañeros durante los trabajos en equipo y también en la rutina diaria de cada clase.
L
ML
PL
1. Observa los aprendizajes que has marcado como Logrados (L). ¿A qué factores asocias el éxito obtenido con esos aprendizajes? 2. ¿A qué atribuyes que algunos de tus aprendizajes hayan sido medianamente logrados o no logrados? 3. Enumera en la siguiente tabla los aprendizajes que has marcado como Medianamente Logrado (ML) y Por Lograr (PL) y complétala. Aprendizajes identificados
82
Nombra el contenido que se Nombra el contenido que se relaciona con el aprendizaje relaciona con el aprendizaje que que aún no te queda muy claro tienes medianamente claro
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Estereoquímica - Geometría molecular La formación de enlaces como se estudió con anterioridad, da origen a compuestos de diversas características, cada uno de los cuales tiene asociada una geometría molecular, es decir, una distribución espacial específica de cada uno de los átomos que lo conforman. La estructura y la forma de las moléculas tienen un rol fundamental en los procesos químicos y biológicos, por eso los científicos han realizado grandes esfuerzos para obtener con exactitud, a través de diversos instrumentos, la geometría molecular. No obstante, existen métodos teóricos que permiten obtener una aproximación a dicha estructura. En 1957, R. J. Gilliespie y R. Nyholm desarrollaron un modelo basado en criterios electrostáticos para predecir la geometría de moléculas, denominado de repulsión de pares de electrones de valencia (RPEV), cuya idea central es que los electrones de valencia en torno a un átomo tienden a ubicarse en las posiciones que minimizan la repulsión electrostática entre ellos. El modelo RPEV considera para el diseño de la geometría molecular el siguiente esquema: A Xn Em, donde: A : Corresponde al átomo central. X : Ligandos unidos al átomo central. n : Número de ligandos unidos al átomo central A. E : Pares de electrones libres o solitarios en torno al átomo central. Entendidos estos como los electrones que quedan en torno al átomo en las estructuras de Lewis y que no forman enlaces. m : Número de pares de electrones libres. Este modelo predice seis geometrías moleculares distintas que estudiarás a continuación: 1. Geometría lineal: presenta dos pares electrónicos de la forma AX2 y forma un ángulo de enlace de 180º, como indica la Figura 21. Un ejemplo es el dióxido de carbono CO2. O = C = O 180º C
O
O
Figura 21. Modelo tridimensional y estructura de Lewis del dióxido de carbono.
2. Geometría trigonal plana: presenta tres pares electrónicos de la forma AX3, formando enlaces de 120º, como muestra la Figura 22. F
120º
B F
F
Figura 22. Modelo tridimensional y estructura de Lewis de trifluoruro de boro.
83
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
3. Geometría trigonal angular: presenta la forma AX2E, puesto que uno de los tres pares electrónicos se encuentra libre en el átomo central, formando una geometría angular con ángulos inferiores a los 120º, como muestra la Figura 23.
N O
O
Figura 23. Modelo tridimensional y estructura de Lewis del ion nitrilo.
4. Geometría tetraédrica regular: presenta cuatro pares de electrones de la forma AX4, formando ángulos de 109,5º, como muestra la Figura 24. Por ejemplo, el metano CH4.
H C H
H
H
Figura 24. Modelo tridimensional y estructura de Lewis del metano.
5. Geometría tetraédrica piramidal: presenta cuatro pares de electrones, pero uno solitario (AX3E), formando ángulos menores a 109º, como muestra la Figura 25.
N H
H
H
Figura 25. Modelo tridimensional y estructura de Lewis del amoniaco.
6. Geometría angular: derivada del tetraedro, esta estructura presenta cuatro pares electrónicos, de los cuales dos son solitarios, AX2E2, formando ángulos menores a los 109º, como indica la Figura 26.
O H
H
Figura 26. Modelo tridimensional y estructura de Lewis de la molécula de agua.
84
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Para determinar correctamente la geometría de una molécula es preciso, en primera instancia, establecer la estructura de Lewis. Para ello considera las siguientes recomendaciones: 1. Establecer esqueletos estructurales simétricos con los átomos que nos indique la fórmula. 2. El átomo central del esqueleto será el menos electronegativo cuando sea posible. 3. El hidrógeno nunca será un átomo central, pues dispone de un sólo electrón para enlazar. 4. Cuando en la fórmula del compuesto inorgánico existen Hidrógeno y Oxígeno, tienden a formar enlaces H – O. 5. Debes evitar el enlace O – O, a no ser que se especifique que se trata de un peróxido, compuesto en el que sí se presenta este tipo de enlaces. 6. El Oxígeno puede presentar dos enlaces simples, un enlace doble o un enlace covalente coordinado. 7. Los elementos del grupo 14 que tienen cuatro electrones de valencia formarán cuatro enlaces simples, dos enlaces dobles o un enlace simple y uno triple. 8. Los elementos del grupo 15 presentan cinco electrones de valencia, por eso pueden formar tres enlaces simples: uno doble y uno simple a la vez o uno triple. 9. Los elementos del grupo 17 forman sólo enlaces covalentes normales, pues todos tienen siete electrones de valencia. Si forman otro tipo de enlace, será dativo. Por ejemplo: Determinemos la geometría molecular del SO2. 1º El Azufre (S) presenta seis electrones de valencia, al igual que el oxígeno (O). 2º Las electronegatividades del S y del O son 2,5 y 3,5, respectivamente. 3º Un esquema simétrico simple sería: O – S – O. 4º Puedes observar que existe entonces un átomo central (S), dos ligandos (O) y que el átomo central presenta tres pares electrónicos y sólo dos podrán ser utilizados. En síntesis: AX2E; por lo tanto, su geometría es trigonal angular, como indica la figura 27.
MÁS QUE QUÍMICA Cuando la proteína presente en la clara del huevo cambia de incolora a blanco significa que se ha modificado su estructura, por ejemplo, al someter a altas temperaturas al huevo. No obstante, puede ocurrir por la acción de otros agentes químicos, como el alcohol desnaturalizado. Hazlo y compruébalo. En un vaso de vidrio deposita un huevo crudo sin cáscara y luego agrega alcohol hasta cubrirlo. Al desarrollar este simple experimento estarás aplicando la habilidad de la observación.
S O
S
O O
O
Figura 27. Estructura de Lewis y modelo tridimensional del dióxido de azufre.
En resumen, la geometría molecular se puede representar como:
Pares Electrones electrónicos libres
Geometría
Valor Hibridación Figura angular o tipo RPEV representativa
2
0
Lineal
180º
sp o AX2
–A–
3
0
Trigonal plana
120º
sp 2 o AX3
2
2
Trigonal angular
<120º
sp 2 o AX3E
A .. A
4
0
Tetraédrica
109,5º
Sp 3 o AX4
3
2
Tetraédrica piramidal <109º
Sp 3 o AX3E
2
4
Tetraédrica angular
104,5º
Sp 3 o AX2E
A .. A .. .A. 85
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Investigación. - Aplicación de conceptos. - Elaboración de modelos.
Materiales • Una cartulina de color. • Dos cajas de plasticina. • Dos cajas de fósforos. • Dos plumones de diferentes colores. • Pegamento.
1. Investiga usando diversas fuentes de información. a. ¿Qué es la resonancia? b. ¿Qué son los híbridos de resonancia? 2. En grupos de cuatro compañeros y compañeras como máximo, reúnan los siguientes materiales para desarrollar el trabajo práctico que se indica a continuación. En la cartulina confeccionen una tabla resumen donde identifiquen la fórmula del compuesto, la estructura de Lewis, tipo de enlace y la geometría molecular de los siguientes compuestos: c. O3 d. CCl4 e. Na2O a. HCl b. BeCl2 f. KOH g. BF3 h. PH3 i. HNO2 j. CaO Por ejemplo: Estructura de Lewis
Fórmula
Tipo de enlace
H2O
Geometría molecular
Covalente polar
3. Calculen la diferencia de electronegatividad para cada compuesto químico y determinen tipo de enlace. 4. A continuación presenten al curso la geometría molecular construida con plasticina, que representará a los átomos participantes, y palos de fósforos, que identificarán los enlaces formados. 5. ¿Qué representan las siguientes imágenes?
a.
b.
c.
6. ¿Qué representan las siguientes nubes electrónicas?
a.
86
b.
c.
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Polaridad molecular Como estudiamos en la definición de los enlaces covalentes, estos pueden ser polares o apolares, dependiendo de la diferencia de electronegatividad que se produzca entre los átomos participantes. Para establecer la polaridad de las moléculas diatómicas que presentan dos átomos iguales o distintos basta con determinar la diferencia de electronegatividad, lo que indicará si son polares o no polares. En las moléculas no polares la nube electrónica se encuentra simétricamente distribuida entre los átomos participantes. Ejemplo 1: El F2 presenta una EN = 0, siendo su estructura:
F
F
Figura 28. Nube electrónica de la molécula de flúor.
Ejemplo 2: El HCl presenta una EN= 0,9. Al existir una diferencia de electronegatividad, la nube electrónica se desplaza levemente hacia el elemento más electronegativo, en este caso el Cl. Así, la molécula siendo neutra se comporta como un dipolo eléctrico, es decir, el átomo menos electronegativo presenta una carga parcialmente iónica (+) y el más electronegativo (–), lo que se representa en la Figura 29:
+
H
Cl
–
Figura 29. Nube electrónica de la molécula de cloruro de hidrógeno.
Para determinar la polaridad de las moléculas poliatómicas de tres o más átomos, además de conocer las electronegatividades es necesario establecer la geometría molecular para definir la distribución de la nube electrónica. En la estructura molecular se recomienda reemplazar los enlaces por vectores, cuya dirección sea desde el menos electronegativo al más electronegativo de los átomos enlazados y su magnitud sea una aproximación referencial a la diferencia de electronegatividades, tal como lo muestran los siguientes ejemplos. 3,0 – N
– Cl
+ Be
– Cl
3,0
1,5
3,0
+
H
+
H H + 2,1
Figura 30. Comportamientos electrónicos del BeCl2 y NH3.
En http://organica.fcien.edu.uy/tema2.pdf puedes encontrar más información sobre polaridad molecular. 87
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
S A B Í A S
Q U E :
Las interacciones moleculares son las responsables de ciertas propiedades de las sustancias, tales como el estado de agregación, punto de ebullición, solubilidad, entre otras. El agua pura se evapora a los 100 °C y el aceite de oliva a los 200 °C aproximadamente. Esta diferencia provoca que al agregar una sustancia que contiene agua sobre el aceite caliente se produzca una evaporación del agua rápida y abruptamente.
Puedes observar en el BeCl2 que los electrones se desplazan desde el Be hacia el Cl (del menos electronegativo al más electronegativo), siendo EN = 1,5 en ambos enlaces. En el NH3, los electrones viajan desde los H hacia el N, y la EN = 0,9 en cada uno de los casos. Reemplazando los enlaces por vectores, obtenemos lo siguiente: Vector electrónico
180º EN 1,5
EN 1,5 BeCl2
NH3
0,9
0,9
0,9
Figura 31. Representación de enlaces por vectores.
En el caso del BeCl2, la suma de los vectores, vector resultante que refleja el momento dipolar (μ), es igual a cero (μ = 0); por lo tanto, la molécula es no polar. Para el NH3 la suma vectorial es distinta de cero, es decir, el momento dipolar μ 0, lo cual indica que es una molécula polar.
Energía de enlace Se define como la energía necesaria para romper el enlace específico en la molécula, como muestra el siguiente gráfico.
Energía
A+B
Estado inicial Átomos separados en estado gaseoso
Energía del enlace A-B A-B
Estado final Átomos unidos en estado gaseoso
Figura 32. Representación de la energía de enlace.
Mientras mayor sea la energía de enlace, mayor será la atracción que se establecerá entre las moléculas. Aquellas con enlaces iónicos y covalentes polares presentan las energías de enlaces más altas, mientras que las más bajas serán las moléculas de los enlaces covalentes apolares y puentes de hidrógeno. Por ejemplo, si analizamos el NaCl, compuesto químico de uso común, muy estable, que funde a 800 °C. Esta tremenda estabilidad tiene que ver con la atracción de cargas (+) y (–) que forman lo que conocemos como enlace KJ iónico. La energía de interacción iónica es aproximadamente –504 mol , donde el signo (–) indica que la fuerza es atractiva. Así, el par-iónico posee una energía más baja que la de los iones separados.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Comprensión. - Aplicación. - Predicción. 88
Determina la polaridad de las moléculas que se indican a continuación. a. HCl f. KOH
b. BeCl2 g. BF3
c. O3 h. PH3
d. CCl4 i. HNO2
e. Na2O j. SO3
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
Interacciones moleculares Hasta aquí hemos estudiado la formación de moléculas a partir de dos o más átomos que aportan sus respectivas propiedades químicas, dándole a la molécula un conjunto de propiedades específicas. Pero, a decir verdad, nuestra interacción cotidiana no se produce con una molécula, sino con un conjunto de ellas. Por ejemplo, en un vaso de agua no existe una molécula, sino millones que se encuentran enlazadas entre sí gracias a fuerzas de atracción que dan origen a los enlaces intermoleculares o interacciones moleculares clasificadas como: 1. Atracción dipolo – dipolo: estas fuerzas de atracción se producen entre dos o más moléculas polares, estableciéndose asociación entre el extremo positivo de una molécula con el extremo negativo de otra, como lo indica la Figura 33. –
+
–
+
Figura 33. Representación de la nube electrónica entre dipolos.
2. Atracción ion–dipolo: interacción de una molécula polar con un ion de comportamiento positivo o negativo, como lo muestra la Figura 34. Atracción catión-dipolo
+
–
+
Atracción anión-dipolo
–
+
–
Figura 34. Representación de la nube electrónica entre un ion y un dipolo.
3. Fuerzas de Van der Waals: conocidas como fuerzas de London o fuerzas dipolo–transitivas, son una de las atracciones más débiles entre las moléculas no polares. Se producen cuando estas moléculas no tienen polos y son inducidas a provocar un desplazamiento momentáneo y relativo de los electrones, generando un polo positivo y otro negativo al que se le llama “dipolo transitorio”, gracias al cual se sienten atraídas. Moléculas no polares que serán inducidas o polarizadas.
+
–
+
–
Figura 35. Representación de la nube electrónica entre moléculas no polares y las fuerzas generadas entre ellas.
En http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/waals.htm encontrarás más información sobre interacciones moleculares. 89
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
MÁS QUE QUÍMICA Los enlaces de puente hidrógeno proveen al agua de sus propiedades particulares, las que permiten el desarrollo de la vida en la Tierra. También, proporcionan la fuerza intermolecular que mantiene unidas las hebras de ADN.
4. Puente de hidrógeno: es un tipo de interacción dipolo–dipolo, especialmente fuerte, que ocurre cuando un átomo de hidrógeno es enlazado a un átomo fuertemente electronegativo, como el nitrógeno, el oxígeno o el flúor. El átomo de hidrógeno posee una carga positiva parcial y puede interactuar con otros átomos electronegativos en otra molécula, como muestra la Figura 36. O
H
H
+ H
O
CH3
O
CH3
+ H
O
H
H
b. Dos moléculas de metanol unidas mediante el enlace de puente de hidrógeno.
a. Dos moléculas de agua unidas mediante el enlace de puentes de hidrógeno.
Figura 36. Estructura de Lewis mostrando puente de hidrógeno de las moléculas de (a) agua y (b) metanol.
En resumen, las interacciones moleculares que existen ordenadas en forma decreciente respecto a la intensidad son: interacciones iónicas – atracción ión-dipolo – puente de hidrógeno – atracciones dipolo-dipolo – fuerzas de Van der Waals.
Tipo de interacción
Representación de la interacción
Atracción ión – dipolo.
–
+
Puente de hidrógeno.
+
–
+
Sal común en el agua (sustancias iónicas en líquidos). Moléculas de agua, moléculas ADN (la unión de átomo de H con N u O o F).
+
Atracción dipolo–dipolo.
Ejemplos cotidianos
–
+
Fuerzas de Van der Waals.
Entre moléculas de ácido clorhídrico.
Grasas con el jabón, cloro disuelto en agua, moléculas de cloro.
Para superar las dificultades presentadas en el aprendizaje es necesario hacer uso de estrategias. De las siguientes, ¿cuáles usas y con qué frecuencia? Estrategias de estudio
Nunca A veces Siempre
1. Leer el contenido visto en clases. 2. Subrayar los conceptos claves. 3. Tomar nota de las ideas relevantes. 4. Revisar bibliografía relacionada con el tema. 5. Hacer preguntas del tema. 6. Conversando con mis compañeros(as) sobre el tema. 7. Asociar los contenidos a situaciones cotidianas.
Si has respondido en alguno de los indicadores “nunca” o “a veces”, es preciso que desarrolles o fortalezcas esa estrategia de estudio. 90
Revista Científica
La teoría cuántica de Max Planck Max Planck “era un hombre a quien le fue dado aportar al mundo una gran idea creadora...” Albert Einstein. Físico alemán que en 1900 formuló que la energía se irradia discontinuamente en unidades pequeñas o “paquetes” separados denominados cuantos, respecto de los cuales establece que: “La energía de cada cuanto es igual a la frecuencia de radiación multiplicada por la constante universal (o constante de Planck)” en lo que hoy se conoce como Ley de Planck. Al respecto, los físicos en la actualidad creen que la radiación electromagnética combina las propiedades de las ondas y de las partículas. Sus revolucionarias ideas fueron comprobadas posteriormente por otros científicos, dando paso al nacimiento de un nuevo campo de estudio de la física, conocido como “mecánica cuántica”, que además proporciona las bases teóricas para la investigación de la energía atómica. En 1905, Albert Einstein, basado en los trabajos de Planck, demostró que las partículas cargadas absorbían y emitían energías en cuantos finitos, que eran proporcionales a la frecuencia de luz o radiación, lo que se expresa como: E=h·v Donde: h es la Constante de Planck, que es igual a 6,626 · 10–34 Js. v es la frecuencia de radiación expresada en s–1.
No obstante, en un haz de luz no todos los cuantos presentan la misma frecuencia, sino que son múltiplos enteros de una frecuencia fundamental denominada v0, de modo que: v = n · v0 Donde n adquiere sólo valores enteros positivos, de lo cual se deduce que la energía está cuantizada y puede ser transferida como un conjunto de las pequeñas unidades llamadas cuantos. Los estudios de Planck dieron respuesta definitiva al cuestionamiento planteado por otros científicos respecto a la predicción de la distribución o forma del espectro de radiación del cuerpo negro, es decir, la cantidad de radiación emitida a frecuencia específica a varias temperaturas… ¿Cuál era el problema? Los científicos sabían que el color de la luz que emite un cuerpo está relacionado con el material del que está hecho y con la temperatura a la que se encuentra. En otras palabras, se sabía que la luz azul con longitudes de onda muy cortas es la que prevalecía en objetos muy calientes, mientras que las longitudes de onda roja (o más largas) indicaban que los cuerpos se encontraban a menor temperatura. En cambio, el cuerpo negro absorbía la radiación de todas las frecuencias, lo que explicaba su color, pero, además, era capaz de emitir radiaciones de todas las frecuencias, independiente de su composición material. Al respecto, Planck imaginó las partículas cargadas con diminutos osciladores, acelerados y desacelerados repetidamente de una forma sencilla.
Sus criticas frecuentes al régimen nazi lo forzaron en 1933 a abandonar la Sociedad del Káiser Guillermo para enfrentarse con Hitler en defensa de sus colegas judíos, lo que según los archivos de la Gestapo fue la causa de que su hijo Edwin desapareciera en 1945. Adaptación de artículo publicado en http://www.astrocosmo.cl/biografi/bm_planck.htm
Para la reflexión Habilidades por desarrollar: -Aplicación. -Investigación.
1. Investiga qué son los espectros de emisión. 2. ¿Cuál es la importancia de los espectros de emisión? 3. Establece la relación entre los postulados de Planck y el modelo mecanocuántico de la materia. 4. ¿Qué importancia, en la vida cotidiana, tienen la ley de Planck?
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Revisemos lo aprendido: Tema 1 Desarrolla individualmente en tu cuaderno las actividades propuestas y revísalas junto a tu profesor o profesora para conocer tu nivel de logro. I. Ítem de asociación: relaciona los conceptos que están en el recuadro con la definición respectiva. 1. Regla del dueto. 2. Enlace covalente doble. 3. Enlace químico. 4. Atracción dipolo-dipolo. 5. Enlace covalente. 6. Enlace covalente dativo. 7. Fuerzas de Van der Waals. 8. Moléculas poliatómicas. 9. Electrovalencia. 10. Puente hidrógeno. 11. Regla del octeto. 12. Energía de enlace. 13. Enlace covalente triple. 14. Enlace metálico. 15. Enlace iónico. 16. Atracción ion–dipolo. ____ Los átomos en un enlace químico reciben, ceden o comparten electrones de modo que su último nivel de energía sea equivalente al gas noble más cercano. ____ Se forma cuando los átomos participantes tienen EN similares o iguales. ____ Energía necesaria para romper un enlace. ____ Interacción entre moléculas no polares que son inducidas a generar un dipolo transitorio. ____ Enlaces en los que se comparten dos pares electrónicos. ____ Moléculas formadas por la unión de tres o más átomos. ____ Interacción de una molécula polar con un ion de comportamiento positivo o negativo. ____ Enlace formado por átomos con grandes ∆EN. ____ Enlaces en los que se comparten seis electrones o tres pares electrónicos. ____ Fuerzas de atracción que se producen entre dos o más moléculas polares. ____ Fuerza que mantiene unidos a los átomos. ____ Número de electrones ganados o cedidos por un átomo durante la formación del enlace iónico. ____ Enlace producido cuando sólo uno de los átomos participantes aporta electrones. ____ Regla según la cual los átomos alcanzan la configuración electrónica del helio. ____ Enlace que se forma por la acción de cationes en posiciones fijas y próximas y los electrones de valencia que actúan como nube electrostática, contrarrestando las repulsiones. ____ Interacción entre el hidrógeno parcialmente positivo de una molécula y el extremo negativo de la otra. 92
II. Ítem de desarrollo: resuelve los ejercicios propuestos. 1. ¿Cuáles son las diferencias entre los compuestos iónicos, moleculares, reticulares y metales? 2. Ordena los siguientes enlaces, según su carácter iónico en orden decreciente, usando la tabla de electronegatividad. a. Li – H b. C – H c. O – H d. Na – Cl e. Cu – S 3. Para cada una de las moléculas que se indican a continuación, señala el tipo de enlaces: iónico – covalente polar – covalente apolar. a. LiH b. Na2O c. O2 d. H2S e. N2 4. Para cada uno de los compuestos listados, indica el tipo de enlaces involucrados (simple, doble o triple). a. H2 b. CO2 c. K2S d. HCN e. CHCl3 III. Ítem opción múltiple. Escribe en tu cuaderno la letra de la alternativa correcta. 1. Electrón diferencial, es el electrón más energético de un átomo. Entonces, los valores de los números cuánticos n y l para el electrón diferencial del átomo 13Al son respectivamente: a. 2 y 1 b. 2 y 2 c. 3 y 1 d. 3 y 0 e. 3 y 2 2. Entre las interacciones existentes entre átomos, iones y moléculas se encuentran los enlaces, los puentes de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals. El orden creciente en la intensidad de estas interacciones es: a. Enlace < puente de hidrógeno < fuerza de Van der Waals b. Puente de hidrógeno < fuerza de Van der Waals < enlace c. Fuerza de Van der Waals < puente de hidrógeno < enlace d. Enlace < fuerza de van der Waals < puente de hidrógeno e. Puente de hidrógeno < enlace < fuerza de Van der Waals 3. Indicar cuáles de las siguientes moléculas son polares: H2, NH3, HCl, N2, H2O, FH, Cl2 y O2. a. H2, N2, Cl2, O2 b. NH3, HCl, H2O, HF c. NH3, H2O, HF d. H2, HCl, H2O, Cl2, O2 e. H2, NH3, HCl, N2, H2O, HF, Cl2, O2
TEMA 1: LOS ÁTOMOS SE UNEN
4. ¿Es correcta o son correctas? I. En el enlace iónico se produce el apareamiento de los electrones desapareados. II. En el enlace covalente coordinado uno sólo de los átomos aporta los electrones de enlace. III. Los gases nobles se presentan en la naturaleza como moléculas diatómicas. a. Sólo I b. Sólo II c. Sólo III d. Sólo I y III e. Sólo II y III 5. ¿Cuál de las siguientes alternativas representa un compuesto iónico? a. Ácido clorhídrico b. Amoníaco c. Cloruro de sodio d. Dióxido de carbono e. Metano 6. Se sabe que tanto el Sodio como el Oxígeno reaccionan con el Cloro. En términos de enlace, ¿cuál de las siguientes alternativas es correcta? a. El Cloro con el Sodio forman cloruro de sodio, mientras que el con el Oxígeno sólo formará anhídrido hipocloroso. b. El cloruro de sodio es un compuesto iónico mientras que el anhídrido hipocloroso es covalente. c. Tanto el cloruro de sodio como el anhídrido hipocloroso son compuestos covalentes. d. Tanto el cloruro de sodio como el anhídrido hipocloroso son compuestos iónicos. e. El cloruro de sodio es un compuesto covalente mientras que el anhídrido hipocloroso es iónico. 7. ¿Qué tipo de enlace químico poseen las siguientes sustancias, en el mismo orden: Cl2, NaBr, SO2 y MgO? a. Covalente, Iónico, Covalente, Iónico b. Covalente, Iónico, Covalente Polar, Metálico c. Covalente Polar, Iónico, Covalente Polar, Iónico d. Covalente Apolar, Covalente, Iónico, Iónico e. Covalente Apolar, Covalente Polar, Covalente, Iónico 8. ¿Qué explicación se da al hecho de que los metales conduzcan bien el calor y la electricidad y los sólidos iónicos y covalentes no? a. Los sólidos iónicos son débiles en estructura b. Los sólidos covalentes son fuertes en estructura c. Los metales conducen el calor por la forma en que están estructurados. d. Los metales conducen el calor porque forman enlaces metálicos e. Los enlaces iónicos conducen la electricidad
Autoevaluación Al finalizar esta Unidad revisa el nivel de logro respecto de los aprendizajes esperados. Recuerda ser honesto(a) al responder. Sólo tú sabrás estas respuestas, y su resultado te permitirá revisar aquellos aspectos que consideras que no han sido completamente logrados y que son muy importantes, considerando que todo lo que hoy aprendes es la base de lo que posteriormente aprenderás. Marca con una X el casillero que correponda, recordando que: Logrado (L) Medianamente Logrado (ML) Por lograr (NL) Aspecto por evaluar Represento correctamente las estructuras de Lewis de átomos, iones poliatómicos y moléculas. Represento tridimensionalmente la forma de diferentes moléculas empleando modelos. Relaciono la configuración electrónica con el tipo de enlace que los átomos forman predominantemente. Comprendo que los átomos forman compuestos iónicos, covalentes o metálicos. Aplico los tres modelos de enlace iónico, covalente y metálico a casos simples de interacciones de átomos.
L ML PL
Relaciono el enlace químico y la estructura cristalina de un elemento con algunas propiedades y usos. Clasifico en casos simples un enlace iónico, covalente o metálico, usando como criterio la ubicación en el sistema periódico de los elementos que intervienen en el enlace. Valoro la utilidad de la estructura de Lewis para explicar y predecir su comportamiento químico. Desarrollo habilidades de investigación, observación y análisis propios de la metodología científica cuando realizo las secciones Desafíos científicos y Ciencia en acción. 93
UNIDAD 2: ENLACE QUÍMICO
Síntesis de la Unidad 2 1. Completa el siguiente organizador conceptual de la Unidad y define en tu cuaderno los conceptos de los casilleros amarillos.
Átomos se unen mediante
Enlace químico clasificados
Iónico subdivididos
Dativo
formando
Compuestos pueden ser
Metales
Moleculares
produce entre sí
Interacciones clasificadas
Dipolo-Dipolo
2. Redacta un texto de tres párrafos que responda a las siguientes interrogantes: a. ¿Cuáles son los enlaces que existen? b. ¿Qué compuestos se forman a partir de los enlaces químicos? c. ¿Cómo se clasifican las diferentes interacciones entre compuestos y moléculas?
94
FICHA 2 FECHA:
/
/
NOMBRE:................................................................................
1. Indica qué tipo de enlace químico poseen las siguientes sustancias en el mismo orden: Cl2, NaBr, SO2 y Mg. a. Covalente, Iónico, Covalente, Iónico b. Covalente, Iónico, Covalente Polar, Metálico c. Covalente Polar, Iónico, Covalente Polar, Iónico d. Covalente Apolar, Covalente, Iónico, Iónico e. Covalente Apolar, Covalente Polar, Covalente, Iónico
4. Al avanzar de izquierda a derecha en el sistema periódico, hay un aumento en el número atómico de los elementos y un aumento del primer potencial de ionización. Esto se debe a que aumenta: a. El carácter metálico de los elementos b. El tamaño de los elementos c. La carga nuclear efectiva d. El número de niveles con electrones e. La energía liberada al captar un electrón el elemento
2. El cuadro muestra los valores de electroafinidad de varios elementos:
5. En el NH4+, los enlaces son: Datos: El nitrógeno es un elemento del grupo 15 y su electronegatividad es 3,0, y el hidrógeno es un elemento del grupo 1 y su electronegatividad es 2,1. a. Iónicos. b. 3 covalentes y 1 dativo. c. 4 covalentes iguales. d. 3 enlaces simples y uno doble. e. 3 covalentes y 1 iónico.
H –73 Li –60 Na –53 K –48 Rb –47
Be >0 Mg >0 Ca –2 Sr –5
He >0 Ne F O N C B –27 –122 >0 –141 –328 >0 Ar Cl S P Si Al –43 –134 –72 –200 –349 >0 Kr Br Se As Ge Ga –30 –119 –78 –195 –325 >0 Xe I Te Sb Sn In >0 –295 –190 –103 –107 –30
Con respecto a los valores de electroafinidad se puede afirmar que: a. Los gases nobles tienen una electroafinidad mayor que 0, debido a que son los que tienen mayor capacidad para captar electrones. b. La electroafinidad del flúor es mayor que la del oxígeno, ya que el electrón de este entra al nivel 6, mientras que en el flúor entra al nivel 7. c. Según los valores de la electroafinidad, los metales son los que liberan más energía al aceptar un electrón. d. Los halógenos tienen siete electrones de valencia y se estabilizan formando aniones monovalentes, por lo que tienen los mayores valores de electroafinidad. e. Flúor, Cloro, Bromo y Yodo se estabilizan cediendo un electrón y liberando energía. 3. Una molécula del tipo AX2E2 es: a. Angular b. Tetraédrica c. Piramidal d. Lineal e. Triangular
6. En un compuesto constituido por un elemento del grupo 2 (M) y un elemento del grupo 17 (X): I. La fórmula es M2X7. II. Su enlace probablemente sea iónico. III. Es soluble en agua. a. b. c. d. e.
Sólo I Sólo II Sólo III Sólo II y III I, II y III
7. El agua pura y la sal no conducen la electricidad, sin embargo, cuando disolvemos sal en agua obtenemos una sustancia que resulta ser buena conductora de la electricidad. Esto se debe a: a. La sal disuelta genera iones. b. El agua sí conduce la electricidad. c. El agua es covalente polar, luego, sí conduce la electricidad. d. La sal disuelta en agua no conduce la electricidad. e. La concentración de sal en agua.
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Camino a...
UNIDAD 3 Química orgánica Introducción Estimaciones científicas indican que en la naturaleza un gran porcentaje de los compuestos conocidos por el hombre son orgánicos, y su componente común es el carbono. Este elemento se ubica en el grupo 14 o IV A y en el período 2 de la Tabla periódica. Gracias a sus propiedades químicas y físicas particulares, forma una cantidad y variedad de compuestos de gran utilidad para el hombre, estando además estrechamente relacionados con la funcionalidad bioquímica de los seres humanos. Es tan amplio el campo de estudio que existe una rama de la química denominada “química del carbono o química orgánica”, que centra su quehacer científico en la comprensión del comportamiento de este elemento y en los compuestos a los que da origen.
Estudiarás en esta Unidad: • Características y propiedades de hidrocarburos. • Isomería. • Reactividad de hidrocarburos. • Características y propiedades de diversos grupos funcionales. • Nomenclatura de compuestos orgánicos. • Composición y propiedades de polímeros: proteínas y carbohidratos.
Al finalizar esta Unidad se espera que aprendas a: • Identificar las propiedades del carbono (C) que hacen posible generar una amplia gama de moléculas. • Visualizar la estructura tridimensional de una molécula, describiendo y valorando la importancia de la isomería geométrica. • Valorar el papel de los compuestos orgánicos en la vida diaria desde un punto de vista químico, social y medioambiental. • Reconocer el nombre de los principales grupos funcionales; aplicando reglas de nomenclatura de compuestos orgánicos comunes, y representar sus fórmulas; indicando además algunos de sus usos.
• Observar seriedad y exhaustividad en el trabajo de investigación. • Conocer aplicaciones acerca de la predicción de propiedades estructurales y modos de reacción de compuestos que contienen grupos funcionales específicos. • Reconocer algunas de las aplicaciones más comunes de compuestos orgánicos industriales, domésticos y farmacéuticos relevantes. • Caracterizar los grupos funcionales en compuestos orgánicos, en el contexto de un principio de organización sistemática de sus propiedades estructurales y modos de reacción. • Conocer la realidad y utilizar el conocimiento y la información. 97
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
TEMA 1 Hidrocarburos Estudiarás en este tema:
• Propiedades específicas del carbono que permiten la formación de una amplia variedad de moléculas. • Representación tridimensional de moléculas simples. Isomería. Su importancia. • Usos actuales y potenciales de compuestos orgánicos de importancia industrial, doméstica y farmacéutica. • Debate informado acerca de la contribución de la química orgánica al bienestar de las personas.
La química orgánica es la rama que estudia los compuestos que contienen carbono, mientras que la química inorgánica es aquella que estudia los compuestos de los demás elementos presentes en la Tabla periódica. Química Orgánica Inorgánica Compuestos que contienen carbono Hidrocarburos
Compuestos que contienen otros elementos distintos del carbono
Grupos funcionales Macromoléculas orgánicas
Y para comenzar... 1. En un vaso de vidrio se dispone de 10 mL de agua (H2O) y 10 mL de tetracloruro (CCl4) de carbono. Al mezclarlos se observa lo siguiente:
a. ¿Qué crees que sucede con esta mezcla? b. ¿Cómo puedes explicar esto? 2. Se necesita separar las siguientes mezclas: a. Alcohol desnaturalizado y agua. b. Una salmuera (agua con sal) i. ¿Cómo lo harías? ii. ¿Cuál de las dos mezclas es más fácil de separar por destilación?, ¿por qué? 3. ¿Cómo podrías identificar si los siguientes materiales son orgánicos o inorgánicos? Explica. a. Papel b. Cuero c. Sal d. Azúcar 98
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Compuestos orgánicos e inorgánicos
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos: - Comportamiento de compuestos a altas temperaturas. Introducción Esta experiencia tiene por objetivo distinguir los compuestos orgánicos de los inorgánicos, observando su reacción al ser expuestos a altas temperaturas. También, aplicarás los pasos del trabajo científico que has experimentado en cada una de las actividades propuestas en las unidades anteriores. Paso 1: La observación En esta actividad trabajarás con cloruro de sodio, sacarosa, agua y etanol. Observa sus características atentamente antes de iniciar el trabajo experimental. Así mismo, lee la actividad que desarrollarás posteriormente. Paso 2: Preguntas de investigación ¿Qué observarás al exponer las sustancias antes mencionadas a altas temperaturas? Además, indica otras que orienten tu trabajo. Paso 3: Formulación de hipótesis Establece inferencias respecto del comportamiento de los compuestos a altas temperaturas. Paso 4: Diseño experimental Para observar el comportamiento de estos compuestos sigue con atención y cuidado las indicaciones aquí planteadas. Frente a las dudas que surjan durante el trabajo, consulta a tu profesor(a).
Figura 1. Forma correcta de oler los reactivos.
1. En tubos de ensayo limpios y secos, debidamente rotulados, agrega las siguientes sustancias: Tubo 1: punta de espátula de cloruro de sodio (NaCl). Tubo 2: punta de espátula de sacarosa (C12H22O11). Tubo 3: 4 mL de etanol (CH3CH2OH). Tubo 4: 4 mL de agua (H2O).
Habilidades a desarrollar: - Observación. - Comunicación de información. Materiales • Cloruro de sodio (sal común) (NaCl).
• Sacarosa (C12H22O11). • 10 mL agua (H2O). • 10 mL etanol (CH3CH2OH). • 5 mL de tetracloruro de carbono (CCl4). • Espátula. • Gradilla. • Dos pinzas de madera. • Seis tubos de ensayo. • Dos vidrios reloj. • Fósforos. • Mechero. • Pipeta.
PRECAUCIONES: Al oler los reactivos nunca pongas tu nariz sobre la boca del recipiente que los contiene. Para sentir el olor de los reactivos químicos (siempre y cuando así se te indique) debes tomar el recipiente con tu mano, extender tu brazo completamente en diagonal a tu nariz y con tu mano libre acerca los vapores suavemente hasta detectar el olor característico.
99
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
2. Procede a tomar el tubo 1 con la pinza de madera, introduciendo en su interior un termómetro y calienta suavemente sobre la llama del mechero durante 3 minutos, después como indica la figura 2. Observa la temperatura inicial antes de calentar, transcurrido 1 minuto y al cabo de los 3 minutos.
PRECAUCIÓN: Al calentar el tubo dirige la boca del mismo hacia un lugar libre de personas, pues los reactivos podrían saltar hacia fuera por efecto de la temperatura.
Figura 2. Forma de calentar el tubo en un mechero.
3. Deja el tubo 1 en la gradilla para posterior observación. 4. Repite el procedimiento realizado para el tubo 1 con los tubos 2, 3 y 4. 5. En un nuevo tubo de ensayo (que denominarás 5) añade 4 mL de agua y sobre ella 4 mL de tetracloruro de carbono CCl4. 6. En otro tubo de ensayo limpio y seco (N° 6), coloca 4 mL de etanol y sobre él 4 mL de tetracloruro de carbono (CCl4). 7. Trasvasija el contenido del tubo 5 en el tubo 6. 8. En un vidrio reloj dispón 1 mL de etanol e intenta encenderlo empleando un fósforo. 9. En otro vidrio reloj agrega 1 mL de agua e intenta encenderlo empleando un fósforo. Paso 5: Registro de observaciones Procede a registrar los hechos ocurridos en las diferentes actividades realizadas. Es importante, por ejemplo, que indiques las características iniciales de los reactivos utilizados, su comportamiento durante el experimento y su estado final después de la ejecución de los experimentos. Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos Procede a organizar los datos recopilados durante la experimentación, de manera tal que te permita su interpretación posterior para comprobar la hipótesis experimental y dar respuesta a las preguntas de investigación. Como hemos revisado con anterioridad, existen diversas formas de organizar los datos. Propongan como equipo un sistema que les permita registrar sus observaciones. Paso 7: Análisis de datos De acuerdo con los datos recogidos, responde las siguientes preguntas: 1. ¿Qué características comunes observas entre el etanol, la sacarosa, el agua y el cloruro de sodio? 2. Elabora un gráfico tiempo vs. temperatura para las sustancias estudiadas. ¿Qué puedes concluir del comportamiento de las sustancias? a. Observa en el gráfico el comportamiento del etanol (alcohol) y del agua.
100
TEMA 1: HIDROCARBUROS
b. ¿Crees que la destilación es un procedimiento válido para separar una mezcla de agua y alcohol? Justifca tu respuesta. c. Observando el comportamiento del NaCl (sal) y el agua, ¿es la destilación una forma efectiva para separar la mezcla de agua y sal? Justifica tu respuesta. d. ¿Es la filtración una forma eficiente para separar la mezcla de agua y sal? Justifica tu respuesta. 3. Clasifica estos compuestos como “orgánicos” e “inorgánicos”. 4. Explica químicamente el comportamiento del CCl4 en agua y en etanol, (tubos 5 y 6). Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados Al finalizar el laboratorio estás en condiciones de enumerar las características de las sustancias observadas y redactar una conclusión respecto de los compuestos orgánicos. Para comunicar tus resultados elabora un panel informativo. Para ello, considera las siguientes instrucciones: 1. Título. Dispón un título que indique la actividad realizada. Puedes además agregar un subtítulo que especifique. Por ejemplo: “Ciencia en acción” Comportamiento de compuestos orgánicos a altas temperaturas 2. Introducción: Breve explicación de la actividad desarrollada, incluido el objetivo de la misma. 3. Desarrollo: En él incluye las preguntas de investigación, hipótesis y diseño experimental. 4. Presentación de resultados y análisis: En primer lugar, presenta los datos obtenidos organizadamente y posteriormente el análisis de ellos, respondiendo las preguntas planteadas con anterioridad. 5. Conclusiones: Presentar la conclusión del trabajo experimental, considerando las respuestas a las preguntas de investigación, contrastar la hipótesis con el análisis de los resultados. Para el armado del panel informativo, debes considerar que éste sea creativo, colorido, con explicaciones sencillas que permitan comprender la actividad realizada, su finalidad y resultados obtenidos. Para ello puedes acudir a distintos recursos como esquemas, dibujos, mapas conceptuales, etc. A continuación, se muestran las distintas secciones numeradas del panel informativo.
1
2
4 3
3
5
101
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Paso 9: Evaluación del trabajo realizado Recuerda que es fundamental evaluar los aprendizajes, así como observar las fortalezas y debilidades del trabajo en equipo. Tal como lo han hecho en actividades anteriores, completa la siguiente tabla marcando con un X la opción que mejor te represente: Aspectos por evaluar
+
+-
-
Me preocupé de leer las habilidades que voy a desarrollar y el procedimiento de trabajo. Llevé a cabo la actividad experimental considerando las precauciones señaladas, resguardando así el bienestar físico propio y el de mis compañeros(as). Puedo establecer comparaciones claras entre el etanol y el agua. Fui responsable en las labores que me fueron confiadas. Me preocupé de conocer las acciones de cada uno de los integrantes del equipo. Fui respetuoso del trabajo realizado por los otros integrantes del equipo. Pude practicar la habilidad de observación. Coorperé activamente para que el trabajo desarrollado fuera efectivo y seguro. Actué coordinadamente con mi equipo. Mis compañeros actuaron responsablemente.
Tomar conciencia que lo que se está haciendo para aprender permite planificar, controlar y evaluar el proceso. Revisa los siguientes indicadores de avance de una ruta de aprendizaje, cuestionando las que aplicas en tu vida. Criterios de avance 1. Escucho siempre la explicación del profesor(a). 2. Me pregunto si tengo claro lo que voy hacer. 3. Busco respuestas para aquello que no entiendo. 4. Me explico aquellos conceptos nuevos que he aprendido. 5. Visualizo imaginariamente cómo resolver la actividad propuesta. 6. Supero los obtáculos en la solución de problemas. 7. Persevero durante el proceso de solución de problemas. 8. Aplico conscientemente las habilidades intelectuales. 9. Utilizo los recursos disponibles para la solución de problemas. 10. Ejecuto siempre las actividades que debo hacer. 11. Reviso constantemente mi avance en el proceso de aprendizaje. 12. Poseo altas expectativas sobre el logro de mis metas. 13. Corrijo aquello que he aprendido equivocadamente. 14. Utilizo lo que he aprendido en mi quehacer cotidiano.
102
TEMA 1: HIDROCARBUROS
El carbono En el transcurso del siglo XIX se apoderó de la química una discusión cuyos orígenes estaban en la filosofía. El vitalismo es la doctrina que postulaba la existencia de “fuerzas vitales”presentes en los seres vivos y que explicaban la diferencia entre los seres vivos, que poseían una “chispa vital”o energía que se igualó con el “alma”, y los inertes, que no la tenían. En síntesis, esta teoría asumía que la materia orgánica sólo podía ser producida por los seres vivos, hecho directamente relacionado con la imposibilidad de obtener materia orgánica a partir de compuestos inorgánicos. Esta discusión llegó a su fin cuando el químico alemán Friedrich Wöhler, en 1928, derriba los principios del vitalismo y, por ende, la subdivisión de lo “orgánico”y lo “inorgánico”. Sin embargo, esta división sigue siendo aceptada en función de la gran cantidad de compuestos que cada una de las ramas estudia. Se establece entonces que la química orgánica estudia los compuestos que contienen carbono. El carbono (C) es un elemento químico que, dependiendo de las condiciones ambientales de formación, puede encontrarse en la naturaleza en diferentes formas alotrópicas, como carbono amorfo y cristalino, en forma de grafito, diamante, fullerenos, nanotubos y nanoespumas.
Figura 3. Fullerenos, nanotúbulos y nanoespumas.
Como se indicó con anterioridad, el carbono, de Z = 6, presentaría la siguiente configuración electrónica en su estado natural o basal: 1s2 2s2 2p2 o 1s2 2s2 2p1x 2p1y 2pz, es decir, dos electrones en su primer nivel y cuatro en el segundo nivel. Lo que en diagrama de orbitales se observa como: 1 s 2 s
px
py
pz
Friedrich Wöhler (1800 – 1882), descubrió la síntesis de la urea (un compuesto con propiedades orgánicas) a partir del cianato y del amonio (ambos inorgánicos).
MÁS QUE QUÍMICA La urea (CO(NH2)2) es un compuesto cristalino e incoloro que se encuentra abundantemente en la orina, producto de la degradación del metabolismo de las proteínas. La orina es un líquido acuoso, transparente y amarillento, excretado por los riñones y eliminado a través del aparato urinario, que contiene sodio, cloro, amonio, creatinina, ácido úrico, bicarbonato y urea. Esta última, gracias a su alto contenido de nitrógeno (N), es utilizada en la fabricación de fertilizantes agrícolas, además de emplearse como estabilizador de explosivos de nitrocelulosa.
103
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
MÁS QUE QUÍMICA La alotropía es la propiedad que poseen algunos elementos químicos de presentarse en formas estructurales distintas en el mismo estado físico. Un ejemplo de ello es el carbono, que presenta dos formas alotrópicas: el grafito, que es un material que se utiliza en la fabricación de ladrillos, pistones, rodamientos, electrodos (presentes en el interior de las pilas comunes) y de lápices, y el diamante, usado para la confección de joyas. ¡Imagínate!, un mismo elemento químico con formas tan distintas.
SABÍAS
QUE:
1 s 2 s
px
py
pz
Según esta nueva configuración, se establecen 4 enlaces covalentes, pero esto no explica por qué los enlaces C–H en el metano son idénticos, aún cuando los orbitales participantes (2s, 2px, 2py, 2pz) son distintos. Para dar explicación a ese fenómeno se establecen los orbitales híbridos que corresponden a la mezcla o combinación del orbital 2s y los 2p, que resultan ser idénticos entre sí. Según esto, el átomo de carbono posee tres tipos de hibridación: a. 4 enlaces simples (sp3) b. 2 enlaces simples y 1 enlace doble (sp2) c. 1 enlace simple y un enlace triple (sp) Así, la hibridación es un proceso de transformación mediante el cual el carbono se hibrida, presentando una nueva configuración electrónica por la excitación producida en los niveles de energía por la presencia de otro átomo, generando enlaces sigma ( ) y pi ( ). 1. Enlace sigma: este enlace se formará cuando uno de los electrones del orbital 2s se excita y se desplaza al orbital 2pz, presentando la configuración de estado excitado: 1s2 2s1 2px1 2p1y 2p1z Se hibrida entonces el orbital 2s con los tres orbitales 2p, formando cuatro nuevos orbitales híbridos denominados sp3 tetraédrica por constituirse en un 25% por el orbital s y en un 75% por el orbital p, lo que se representa como: 1s2 (2sp3)1 (2sp3)1 (2sp3)1 (2sp3)1. De esta manera se explica que los cuatro orbitales híbridos sp3 puedan enlazarse a otros cuatro átomos (tetravalencia), los que se denominan sigma y se representan como . Esta hibridación genera estructuras en las cuales se forman ángulos de 109,5º, como muestra la siguiente figura. º 9,5 10
10 9,5 º
Los lápices contienen una varilla de grafito mezclada con arcilla, denominada “mina”, que es recubierta comúnmente por madera. La dureza de la mina se mide con las siglas H y B, que hacen referencia a la oscuridad y laxo (blando) del trazo, respectivamente.
Se ha observado que el carbono en los compuestos orgánicos tiene la capacidad de formar cuatro enlaces, capacidad conocida como tetravalencia del carbono, cuando el carbono forma enlaces uno de los electrones del orbital 2s capta energía y es promocionado al orbital 2pz obteniéndose la configuración que representa el siguiente diagrama:
109, 5º
Figura 4. Hibridación del átomo de carbono 2sp3 y formación del enlace .
104
TEMA 1: HIDROCARBUROS
2. Enlace pi: el átomo de carbono puede además formar enlaces dobles o triples, llamados insaturaciones. Los enlaces dobles o pi ( ) presentan un hibridación entre el orbital 2s y dos orbitales p, según la configuración: 1s2 (2sp2)1 (2sp2)1 (2sp2)1 2pz1, formándose una unión en la que cada una de las especies participantes orienta sus orbitales híbridos en ángulos de 120º y el no hibridado perpendicular al plano de los orbitales híbridos, como lo muestra la siguiente figura:
Enlaces
Enlaces
.
. :
C
120º
C
Orbital 2p2
Orbital 2p
Figura 5. Hibridación del átomo de carbono 2sp2 y enlace y .
MÁS QUE QUÍMICA El etino o acetileno es un gas compuesto por 2 átomos de carbono, entre los cuales existe un enlace triple y simple entre los dos átomos de carbono (HC = CH), que mezclado con oxígeno se emplea en equipos de soldadura, pues alcanza temperaturas de hasta 2.900 ºC. Gracias al cual puedo fabricar las rejas de nuestras casas usando soldadura.
En los enlaces triples, el carbono hibrida su orbital 2s con un orbital p, quedando dos sin hibridarse, presentando una configuración: 1s2 (2sp1) (2sp1) 2py1 2pz1. Al formarse el enlace entre dos carbonos, cada uno de ellos traslada sus orbitales sp para formar un enlace sigma. Los orbitales p sin hibridar se mueven, formando dos enlaces de triple ligadura, también denominados pi, y un orbital sp queda con su electrón disponible para formar otro enlace. Enlaces
180º
. H
:
C
. Enlaces
. :
C
:
H
. Enlaces
Figura 6. Hibridación del átomo de carbono 2sp y enlace y .
Los compuestos formados con enlaces dobles y triples se llaman insaturados y la fuerza del enlace se caracteriza por su baja energía.
105
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
En síntesis: 1. Los enlaces sp2 presentarán tres regiones de densidad electrónica alrededor del carbono. 2. Los enlaces sp3 presentarán siempre cuatro regiones de densidad electrónica alrededor del carbono. 3. La unión entre átomos de carbono da origen a tres geometrías. Los enlaces sigma dan origen a la forma tetraédrica; los pi, a la trigonal plana, y los enlaces con un sigma y dos pi, a la lineal. 4. El carbono puede formar una infinidad de compuestos de cadena larga, al ser factible y estable la formación de enlaces (simples, dobles y/o triples) entre átomos de carbono a lo “largo”de un compuesto. Recuerda que: 1. Un átomo saturado es estable mientras que uno no saturado es inestable. 2. Los enlaces simples, dobles y triples (C – C; C=C; C = C) son considerados grupos funcionales, es decir, átomos, enlaces o grupos de átomos que le confieren a un compuesto una serie de características específicas.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Representación. - Predicción. - Aplicación.
Desarrolla la siguiente actividad en forma individual y luego discute con los compañeros y compañeras tus resultados. 1. Determina la configuración electrónica del carbono (C). 2. Representa todas las disposiciones posibles de los electrones de valencia del carbono, según la simbología o notación de Lewis. 3. Para los siguientes compuestos establece: la estructura de Lewis, tipo de enlace presente (sigma y/o pi). Recuerda unir enlaces entre carbono y carbono (simple, doble o triple). a. CH4 b. C2H6 c. C3H6 d. C4H6 e. C3H8 f. C3H4 g. C2H4 4. Enumera cuatro características del carbono que hayas aprendido. 5. Reconoce en las siguientes imágenes el tipo de hibridación del átomo de carbono.
a. 106
b.
c.
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Los hidrocarburos Los hidrocarburos son compuestos formados por carbono e hidrógeno, constituyentes básicos de los compuestos orgánicos. Entre las propiedades físicas generales de estos compuestos están: ser insolubles en agua y menos densos que ella, ser combustibles y en su mayoría explosivos, especialmente los de menor masa molecular. Estos se clasifican, según el tipo de enlace entre los carbonos participantes, como saturados e insaturados, y según su estructura molecular, como alifáticos, alicíclicos y aromáticos, los que también están subdivididos, tal como lo muestra el siguiente cuadro resumen.
Hidrocarburos Alifáticos Cicloalcanos Saturados Alcanos Gas licuado
Aromáticos
Alicíclicos Cicloalquenos
Insaturados Alquenos Etileno
Alquino Acetileno
Cicloalquinos Homocíclicos
Bencénicos
Heterocíclicos
Ejemplo: Piridina (1 heteroátomo en 1 anillo)
Naftalénicos Antracénicos
Ejemplo: Adenina (2 anillos distintos)
La IUPAC (Unión Internacional de Química pura y aplicada - International Union of pure and applied Chemistry) establece la nomenclatura, es decir, el lenguaje empleado para nombrar sustancias químicas. El nombre de los hidrocarburos, depende del número de carbonos presentes en la cadena principal, asignándole, según corresponda, prefijos griegos de numeración y la terminación característica de cada compuesto. Prefijos griegos de numeración:
Nº de carbonos 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
Prefijo griego Met Et Prop But Pent Hex Hept Oct Nom Dec
Nº de carbonos 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
Prefijo griego Undec Dodec Tridec Tetradec Pentadec Hexadec Heptadec Octadec Nonadec Eicos
MÁS QUE QUÍMICA Entre las numerosas aplicaciones de los hidrocarburos, una de las más novedosas e importantes es la mezcla de algunos hidrocarburos perfluorados en agua, que están siendo empleados como sangre artificial. En este ámbito, uno de los más utilizados es el perfluoro butil tetrahidrofurano, que puede disolver hasta tres veces más la cantidad de oxígeno (por unidad de volumen) que la sangre natural.
107
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Hidrocarburos alifáticos Los hidrocarburos (HC) alifáticos o acíclicos se caracterizan por presentar cadenas abiertas que pueden ser saturadas o insaturadas. Entre ellos encontramos: alcanos, alquenos y alquinos. MÁS QUE QUÍMICA El CH4 (metano) es el hidrocarburo gaseoso más simple que proviene de la descomposición bacteriana de la materia vegetal, y puede constituir hasta el 97% del gas natural. En los yacimientos de carbón se le denomina grisú y es considerado un peligro por su capacidad de inflamación.
Alcanos Antiguamente llamados parafinas por su “pereza para reaccionar”, corresponden a hidrocarburos saturados, en los que los carbonos presentan entre sí sólo enlaces simples o sigma, siendo su fórmula general CnH2n + 2 y su terminación característica es el sufijo ano. El alcano más simple es el formado por un solo carbono (n =1). Reemplazando en la fórmula general n = 1, se obtienen: C1H2 · 1 + 2 C1H4 Como el subíndice 1 en química no se escribe, la fórmula correcta es: CH4 Los alcanos se caracterizan por tener un carácter no polar, por ende, insolubles en agua y miscibles entre sí. Sus temperaturas de ebullición y fusión aumentan en directa proporción con el número de carbonos que los constituyan. Se presentan en los tres estados de la materia, también de acuerdo al número de carbonos presentes en la cadena, así: De 1 a 4 carbonos son gases De 5 a 16 carbonos son líquidos De 17 en adelante carbonos son sólidos. En general presentan una baja reactividad, debido a la estabilidad de los enlaces C–C y C–H razón por la cual no reaccionan con reactivos comunes como ácidos y bases fuertes o agentes oxidantes, no obstante ello son combustibles que reaccionan con cloro y bromo, además de sufrir una descomposición por acción del calor, proceso conocido como cracking. Un ejemplo característico de descomposición por acción del calor es la pirolisis del petróleo, proceso mediante el cual hidrocarburos de gran tamaño se dividen en moléculas más pequeñas. Las reacciones de este proceso las verás en detalle en la reactividad de los alcanos. Aplicando las normas de la IUPAC para asignar nombre a este compuesto, debemos determinar el número de carbono participantes, en este caso 1 (met), y reconocer la terminación característica ANO. Por lo tanto, el nombre del compuesto es metano, su estructura de Lewis y geometría molecular serán: H | H –– C –– H | H
H C H
H H
Figura 7. Estructura de Lewis y geometría molecular del metano.
Existen diversas fórmulas para representar las moléculas orgánicas, entre ellas: 1. Fórmula empírica: indica el tipo de átomos constituyentes y la proporción mínima entre ellos. Por ejemplo, para el etano es: CH3 2. Fórmula molecular: indica el número y proporción exacta de átomos presentes en el compuesto. Por ejemplo, para el etano es: C2H6 108
TEMA 1: HIDROCARBUROS
3. Fórmula estructural: indica las uniones específicas (enlaces) entre los átomos y se subdivide en tres tipos: - Plana o desarrollada: en la cual se expone el comportamiento de los enlaces de cada una de las especies participantes mediante trazos: H
H
H
H
H
H –– C –– C –– C –– C –– C –– H H
H
H
H
H
SABÍAS
- Condensada o abreviada: en la que a cada carbono se le asigna el número de hidrógenos correspondientes y se representan los enlaces entre carbono y carbono: CH3 – (CH2)3 – CH3 - Electrónica: en la que se representan los pares electrónicos que forman enlaces y los no compartidos (estructura de Lewis). H
H
H
C
C
C
H
H
H
C
C
C
x
x
x
H
H
H
x
H
H
H
H
H
ó
H
x
x
QUE:
El gas licuado es una mezcla de propano y butano, mientras que el gas empleado por los encendedores es sólo butano.
x
x
H
- Esferas interpenetradas: Refleja las relaciones espaciales entre los átomos en una molécula.
1. Completa la siguiente tabla, aplicando la fórmula general de los alcanos y los principios que rigen su nomenclatura (cantidad de carbonos y terminación característica). Fórmula Fórmula Fórmula Fórmula Nº C estructural estructural empírica molecular condensada plana 1 2 4 6 9 10
Fórmula estructural Nombre electrónica
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Aplicación de conceptos. - Resolución de problemas.
2. Reconoce el tipo de fórmula en los siguientes alcanos. a. C12H26 b. CH3(CH2)10CH3 H H H H H H
H H
H H H H
c. H – C – C – C – C – C – C – C – C – C – C – C – C – H H H H H H H
H H
H H H H 109
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Reactividad en alcanos A continuación, revisaremos los mecanismos de reacción más imporrtantes. El principal método de obtención (síntesis) de los alcanos se conoce como hidrogenación de alquenos, es decir, la reacción de un alqueno con moléculas de hidrógeno (H2), lo que provoca la ruptura del enlace doble y la formación de un alcano en presencia de un catalizador (Pt, Pd, Ni), según el siguiente mecanismo: H C=C SABÍAS
QUE:
La combustión libera energía en forma de calor, por ello es denominada, técnicamente, reacción exotérmica.
+ H2
Catalizador
H
C—C
Por ejemplo: H
H
H
C = C — C — H + H2 Catalizador H
H
H
H
H—C—C—C—H
H
H
H
H
Las reacciones más comunes de los alcanos son: 1. Combustión: se produce cuando el hidrocarburo reacciona con el oxígeno (O2), convirtiéndose en moléculas de dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O), liberando energía según el siguiente mecanismo ajustado: 2 CnH2n+2 + (3n+1) O2
2n CO2 + (2n+2) H2O + Energía
Por ejemplo: MÁS QUE QUÍMICA La pirólisis de alcanos, en particular la que le concierne al petróleo, se conoce como cracking. Este mecanismo se utiliza para elaborar los combustibles como gasolina a partir del petróleo crudo.
CH4
+
O2
CO2
+
H 2O
+
Energía
2CO2
+
4H2O
+
Energía
Donde n = 1, por lo tanto: 2CH4
+
4O2
Si dividimos la ecuación por 2, se obtiene CH4
+
2O2
CO2
+
2H2O
2. Pirólisis: producida por la acción de altas temperaturas sobre los alcanos en ausencia de oxígeno, provocando la ruptura de enlaces C – C y C – H, lo que da origen a radicales más pequeños (la ruptura de los enlaces se produce en forma aleatoria); por ejemplo: CH3 · + · CH2CH2CH2CH3 CH3CH2CH2CH2CH3 CH3CH2 · + · CH2CH2CH3 Los radicales formados se recombinan entre sí, para formar alcanos con mayor número de carbonos que estos y menor que las moléculas iniciales. CH3 · + · CH2CH3
110
CH3CH2CH3
TEMA 1: HIDROCARBUROS
En la pirólisis también puede ocurrir un desproporcionamiento, proceso en el que uno de los radicales transfiere un átomo de hidrógeno al otro radical para producir un alcano y un alqueno. CH3CH2–
CH3CH2CH2–
+
CH3CH3 + CH3CH =
3. Halogenación: proceso en el cual se reemplaza en el hidrocarburo un hidrógeno por un átomo de halógeno, produciendo un halogenuro de alquilo. Por ejemplo: H
Cl
C H
H
+
H
CH4 + Cl2 Alcano + Halógeno Metano + Cloro
Cl
Cl
C H
H
+
Cl
H
H
CH3Cl + HCl Halogenuro de alcano Cloruro de metilo + Ácido Clorhídrico
Figura 8. Representación tridimensional de la formación del cloruro de metilo.
I. Completa las reacciones con los reactantes y productos que faltan. 1. Síntesis: a. del penteno y formación del pentano. C5H10 + _______ __________ b. del octeno con formación del octano. _____ + ______ CH3–(CH2)6–CH3
SABÍAS
QUE:
Para entender la naturaleza y dimensión real de una reacción química se deben considerar tres aspectos fundamentales: el mecanismo, que dice relación con la descripción completa del proceso de ruptura y formación de enlaces, y que explica la transformación de los reactantes en productos; la termodinámica, que dice relación con el estudio de los cambios de energía que acompañan la reacción y que, finalmente, nos entrega datos del equilibrio de la misma, y la cinética, es decir, la velocidad de la reacción.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Formulación. - Predicción.
2. Combustión del etano y del butano: a. ________ + ______O2 _____ CO2 + ________ b. C4H10 + _______O2 ______CO2 + _______H20 3. Halogenación del etano y hexano: a. ________ + Cl2 ________ + HCl b. ________ + _______ F2 _______ + HF II. Escribe las ecuaciones de los siguientes procesos: 1. Síntesis del propano. 2. Combustión del butano. 3. Halogenación del propano. 4. Síntesis del heptano. 5. Combustión del pentano. 6. Halogenación del nonano con cloro.
111
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Alquenos También denominados olefinas, derivados de aceite, son hidrocarburos que presentan un doble enlace entre carbono – carbono dentro de la cadena por hibridación sp2. Su fórmula general es CnH2n y su terminación característica es el sufijo eno. El alqueno más sencillo contiene dos carbonos (n=2) y su fórmula molecular es C2H4. Su nombre es eteno. Químicamente se caracterizan por tener una alta densidad electrónica en su enlace covalente doble, lo que les otorga una alta reactividad. Este compuesto se puede representar, tal como lo revisamos anteriormente, empleando algunas de las siguientes formas:
SABÍAS
Enlace Enlace
.
H
H c
H
:
Fórmula estructural condensada
H H
CH2 = CH2
QUE:
El enlace pi en un doble enlace es más débil que el enlace sigma, por lo que en una reacción serán los que se rompan con mayor facilidad. Por ejemplo, en el eteno se observa el siguiente comportamiento:
.
Fórmula estructural plana
c H Orbital sp2
Geometría molecular
120°
C=C H H
120°
Los alquenos pueden presentar enlaces dobles en cualquiera de los carbonos enlazantes. La IUPAC estableció que la nomenclatura deberá indicar la ubicación del enlace si éste se encuentra en una posición distinta al par inicial. Para ello, la cadena debe ser enumerada dando al enlace la menor numeración posible. Por ejemplo, la molécula C4H8 puede presentar el siguiente comportamiento:
COMPORTAMIENTO 1. ENLACE CH2 = CH – CH2 – CH3 1 2 3 4 4 3 2 1
2. CH3 – CH = CH – CH3 1 2 3 4 4 3 2 1
3. CH3 – CH2 – CH = CH2 1 2 3 4 4 3 2 1
Ubicación del enlace
Carbono 2 – 3 Carbono 2 – 3
Carbono 3 – 4 Carbono 1 – 2
Carbono 1 – 2 Carbono 3 – 4
Numeración menor Carbono 1 – 2 para el enlace
Ambas dan la misma Carbono 1 – 2 ubicación al enlace Igual a la primera
Nombre
2 – Butano
Butano *
Butano *
*Ambas disposiciones son idénticas, lo que es posible observar al girar una molécula en 180º sobre la otra.
112
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Por otra parte, los alquenos pueden presentar más de un enlace doble, situación en la cual no obedecen a la fórmula general CnH2n. Para nombrarlos es necesario identificar la ubicación de los enlaces y anteponer a la terminación característica eno el prefijo numérico que indique la cantidad de enlaces: di , tri, tetra, etc. Por ejemplo: El
CH2 = CH – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3 1 2 3 4 5 6 7 7 6 5 4 3 2 1
o Enlaces en los C 1 y 4 Enlaces en los C 3 y 6
La numeración menor indica que: • Una cadena de 7 carbonos (HEPT) • Presenta dos enlaces doble (DIENO) • En los carbonos 1 y 4 • En la nomenclatura orgánica, los números que indican posición se separan por comas y estos se separan por guiones de las palabras, entonces, el nombre del compuesto es: 1,4 – heptadieno.
Reactividad en alquenos Las reacciones más importantes de los alquenos son las de adición, en las que se produce la ruptura del doble enlace para la introducción de sustituyentes de acuerdo con los siguientes mecanismos generales, donde intervienen un agente simétrico y un agente asimétrico: A. Simétrico: Por ejemplo:
X C=C
+ X–X
X
—C—C—
Alqueno + agente simétrico
Producto
Por ejemplo:
MÁS QUE QUÍMICA El etileno es un gas producido naturalmente por las frutas durante la maduración. En general, estimula los cambios en el color de su piel (ejemplo: tomate, pimiento, palta) o cáscara (ejemplo: cítricos, banana), produce ablandamiento (ejemplo: palta, tomate, banana) y en algunos casos, mejoras en el sabor (ejemplo: banana, palta). Cuando se conocieron los efectos que el etileno tiene sobre la maduración, se comenzó a utilizar en tratamientos artificiales para anticipar la recolección de frutas. Así las frutas y verduras se cosechan cuando aún están verdes y son sometidos a “ventilación de etileno”para que logren madurar fuera de su mata.
+
CH2 = CH2
Cl2
CH2Cl – CH2Cl
Eteno
Cloro
Dicloroetano
Figura 9. Representación tridimensional de la adición de un agente simétrico en un alqueno.
113
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
B. Asimétrico: Por ejemplo:
X C=C
+ X–Y
Y
—C—C—
Alqueno + agente asimétrico
Producto
Por ejemplo:
+
Alqueno
Halogenuro
Halogenuro de Alcano
CH2 = CH2
HX
CH3 – CH2Cl
Eteno
+
Ácido clorhídrico
+
Cloroetano
Figura 10. Representación tridimensional de la adición de un agente asimétrico en un alqueno.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Formulación. - Aplicación.
Desarrolla la siguiente actividad individualmente. 1. Determina para cada uno de los siguientes compuestos: fórmula molecular, estructural plana y condensada. a. Propeno. b. Hepteno. c. Buteno d. 2,3 – Octadieno. e. 1,3,6 – Nonatrieno. 2. Establece el nombre correcto para los siguientes compuestos: a. C5H10 b. CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH = CH3 c. CH3 – CH = CH – CH2 – CH3 d. CH2 = CH – CH2 – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3 e. CH3 – CH = CH – CH2 – CH2 – CH = CH – CH = CH2 3. Indica el nombre de los compuestos que tienen la siguiente geometría molecular.
a. 4. Escribe las ecuaciones de los siguientes procesos: a. Adición del penteno con HCl. b. Adición del propeno con Cl2. 114
b.
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Alquinos Denominados también acetilenos, corresponden a los hidrocarburos alifáticos que presentan un enlace triple entre carbono – carbono (C ∫ C). Obedecen a la fórmula general CnH2n – 2 y su terminación característica es el sufijo ino. En los carbonos que formarán el triple enlace, dos de ellos serán enlaces pi, que son más débiles que el enlace sigma, por lo cual se romperán con mayor facilidad. Observa el comportamiento electrónico: SABÍAS
Orbitales p
Las moléculas orgánicas, también se pueden representar empleando líneas rectas. Estos modelos consideran cada vértice como un carbono, entendiendo que las líneas son los enlaces. Observa los siguientes ejemplos:
. .
. C.
Orbitales sp
Figura 11. Hibridación sp.
2
El más sencillo de los alquinos es el etino, también llamado acetileno, molécula formada por 2 carbonos y 2 hidrógenos (C2H2).
H
C
QUE:
C
3
1 propano
H 1
2
3
4
2 – butino
Figura 12. Estructura de Lewis y geometría molecular del etino.
Los enlaces generados en el etino se pueden observar en la siguiente figura: 1
Enlaces
. H
.
C
.
3 penteno
5
. ..
C
. H
.
Enlaces Figura 13. Enlaces sigma y pi del etino.
Estas reacciones ocurren cuando el enlace se rompen y se forman dos enlaces sigma con el reactivo, mientras que el enlace sigma C–C se conserva. Cuando el agente simétrico es el hidrógeno (H2) se forma un alcano y el proceso se denomina hidrogenación, en cambio si es un halógeno (por ejemplo Cl2) se denomina halogenación. Al igual que en los alquenos, la ubicación del enlace debe indicarse en el nombre del compuesto. Por ejemplo: 115
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
1. CH ∫ C – CH2 – CH2 – CH3 1 2 3 4 5 5
4
3
2
o
1
Atendiendo a la ubicación del enlace, el nombre es Pentino. 2. CH3 – C ∫ C – CH2 – CH3 1
2
3
4
5
5
4
3
2
1
o
Atendiendo a la ubicación del enlace, el nombre es 2 – Pentino. 3. CH3 – CH2 – C ∫ C – CH3 1 2 3 4 5 5
4
3
2
o
1
Atendiendo a la ubicación del enlace, el nombre es 2 – Pentino. Si el alquino presenta dos o más enlaces triples, se debe indicar la ubicación correspondiente y la cantidad antes de la terminación característica. Al igual que los alquenos estudiados anteriormente, los alquinos en estas circunstancias no obedecen a su fórmula general. Por ejemplo: CH3 – C ∫ C – CH2 – CH2 – C ∫ C – C ∫ C – CH3 1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
Enlaces en los carbonos 2, 6 y 8 Enlaces en los carbonos 2, 4 y 8
Se observa que en la cadena de 10 carbonos (dec) existen 3 enlaces triples (triino) en las ubicaciones 2, 4, 8. Por lo tanto, el nombre correcto es: 2,4,8 – decatriino. SABÍAS
QUE:
Según el tipo de agente, las reacciones de adición se pueden clasificar como deshidrogenación y deshalogenación cuando el agente es simétrico (H2, O2, etc.), y deshidratación y deshidrogenohalogenación cuando el agente es asimétrico (HCl, HBr, etc.).
Reactividad en alquinos Experimentalmente, el procedimiento más común para la obtención de alquinos es la deshidrogenación de halogenuros de alquilo, según el siguiente mecanismo: H
X
X
H
H—C—C—C—H H
H
H — C — C ∫ C — H + 2HX
H
H
Por otra parte, una de las reacciones más utilizadas es la hidrogenación de alquilos con agentes simétricos o asimétricos para la obtención de alquinos, de acuerdo con los siguientes mecanismos: A. Simétrico: Por ejemplo:
X
—C∫C— Alquino 116
+ X–X +
Agente simétrico
X
—C=C— +
Producto
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Por ejemplo:
SABÍAS
+
CH ∫ CH
H2
CH2 = CH2
Etino
Hidrógeno
Eteno
Figura 14. Representación tridimensional de la adición de un agente simétrico en un alquino.
B. Asimétrico: Por ejemplo:
X
—C∫C— Alquino
+ X–Y +
Y
—C=C—
Agente asimétrico +
Producto
Por ejemplo:
+
QUE:
Toda reacción química implica la ruptura de enlaces y la formación de otros nuevos. En una molécula orgánica esos enlaces son generalmente covalentes y su ruptura puede ser homolítica o heterolítica. La primera se produce cuando cada átomo que se separa retiene un electrón de los dos que constituyen el enlace, formando radicales libres. En la heterolítica, en cambio, uno de los átomos separados se lleva los dos electrones que constituían el enlace, formándose un anión y un catión. Heterolítica X Y X+ + Y
Alquino
+
CH ∫ CH Etino
+
Halogenuro
Halogenuro de alquino
HCl
CH2 = CHCl
Ácido clorhídrico
Halogenuro de alqueno cloroeteno
Catión
Homolítica X Y
X
–
Anión
+ Y
Radicales libres
Figura 15. Representación tridimensional de la adición de un agente asimétrico en un alquino.
1. Los hidrocarburos que presentan un doble enlace y uno triple entre carbono – carbono, en una misma cadena, se denominan alqueninos. Investiga cuál es la nomenclatura de estos compuestos. 2. Determina para cada uno de los siguientes compuestos: fórmula molecular, estructura plana y condensada. a. Butino. b. Octino. c. 3, 6 – Octadiino. d. 1, 3, 5 – Decatriino.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Investigación. - Formulación. - Predicción - Aplicación. - Autoevaluación.
3. Escribe las ecuaciones de los siguientes procesos: a. Hidrogenación del etino con Cl2. b. Hidrogenación del propino con HBr. c. Hidrogenación del butino con Cl2. d. Hidrogenación del propino con HCl.
En http://www.alonsoformula.com/ puedes encontrar diversas moléculas orgánicas tridimensionales. 117
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Hidrocarburos cíclicos Como su nombre lo indica, los hidrocarburos cíclicos son especies químicas formadas por hidrógeno y carbono que presentan una cadena cerrada, lo que da origen a un ciclo. Se pueden dividir en: alicíclicos (cicloalcanos, cicloalquenos, cicloalquinos), que presentan cadenas cerradas, átomos de carbono saturados o insaturados, y aromáticos, que poseen anillos aromáticos y son insaturados. Existen compuestos que contienen varios anillos unidos, a los que se denomina policíclicos.
Cicloalcanos
MÁS QUE QUÍMICA
Son hidrocarburos saturados que forman un anillo. Su fórmula genérica es CnH2 n (donde n es igual o superior a 3) y su terminación característica es ano. Para nombrarlos se emplea el mismo método utilizado con los alcanos, anteponiendo al nombre de la cadena el sufijo ciclo.
El colesterol fue aislado de la bilis en 1769; sin embargo, su estructura no se estableció completamente hasta 1932. Es sabido que se encuentra en todas las grasas animales. Este compuesto es capaz de intercalarse entre los fosfolípidos que forman las membranas celulares, haciéndolas más rígidas y menos permeables.
El ciclo alcano más sencillo es el ciclopropano. Su nombre indica: - Es una cadena cerrada. - De tres carbonos. - Todos unidos por enlaces simples.
CH2 CH2
CH2
Figura 16. Fórmula estructural condensada y modelo tridimensional de esferas del ciclopropano. CH3 CH3 CH3
H H
H
CH3 CH3
Cicloalquenos Hidrocarburos cíclicos que presentan un enlace doble en su estructura. Para nombrarlos emplean las mismas normas vistas en los cicloalcanos, cambiando la terminación ano por eno.
HO
El cicloalqueno más sencillo es el ciclopropeno. Su nombre indica que: - Es una cadena cerrada. - De tres carbonos. - Existe un enlace doble entre carbono – carbono.
CH CH
CH2
Figura 17. Fórmula estructural condensada y modelo tridimensional de esferas del ciclopropeno.
En el sitio http://www.telecable.es/personales/albatros1/quimica/, podrás encontrar modelos tridimensionales de un gran número de moléculas orgánicas. 118
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Cicloalquinos Hidrocarburos cíclicos que presentan un enlace triple en su estructura. Para nombrarlos emplean las mismas normas vistas en los cicloalcanos, cambiando la terminación ano por ino. El cicloalquino más sencillo es el ciclopropino. Su nombre indica que: - Es una cadena cerrada. - De tres carbonos. - Existe un enlace triple entre carbono – carbono.
C
C
CH2
Figura 18. Fórmula estructural condensada y modelo tridimensional de esferas del ciclopropino.
Forma un grupo de cuatro compañeros y compañeras para desarrollar la siguiente actividad.
Habilidades a desarrollar: - Formulación. - Elaboración de modelos.
1. Determinen el nombre correcto para:
a.
d.
b.
e.
c.
f.
DESAFÍO CIENTÍFICO
g.
2. Establezcan la fórmula correcta y representen el modelo tridimensional para: a. Ciclohexano b. Ciclobuteno c. Ciclopentano d. Ciclohexino e. Ciclohexeno f. Ciclobutino g. 1,4 - ciclohexadieno h. 1,3,5 - ciclohexatrieno
119
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Hidrocarburos aromáticos Se definen como los compuestos formados por ciclos que poseen varios enlaces dobles separados por enlaces simples. Su nombre fue asignado en la antigüedad considerando que muchos de estos compuestos presentan un olor agradable. Posteriormente se descubrió que otras sustancias inodoras y de olores desagradables provenían del benceno y también debían clasificarse dentro de esta familia. Por esta razón los hidrocarburos aromáticos son definidos como “aquellos que derivan del benceno”.
CH3
Tolueno
El benceno es una molécula cíclica hexagonal plana, que presentaría tres enlaces simples C – C y tres enlaces dobles C = C alternados. De acuerdo con las propiedades periódicas, estos enlaces deberían tener distintas longitudes entre átomos de carbono vecinos; sin embargo, se ha comprobado que los enlaces carbono – carbono son intermedios entre un enlace C – C y uno C = C. ¿Cómo se explica este fenómeno? Mediante los Híbridos de resonancia, ya que estos establecen que la estructura real será el intermedio entre otras dos estructuras equivalentes.
{
1,34 Å
{
Se ha comprobado experimentalmente que el benceno es un compuesto con propiedades carcinógenas. Por ello, las normas internacionales permiten su contenido en la atmósfera solo en partes por billón (ppb) y se aconseja reemplazarlo por el tolueno, cuyas propiedades son muy similares a las del benceno, pero no es carcinógeno. El tolueno es un hidrocarburo de gran utilidad para la industria química; por ejemplo, se adiciona a los combustibles como antidetonante, y se utiliza para la fabricación de adhesivos y en la síntesis del TNT.
El benceno es el miembro principal de esta familia. Fue aislado por Faraday en 1825 como un gas. Sólo en 1834 Mitscherlich determinó su fórmula molecular como C6H6, y el químico alemán August Kekulé (1829 – 1896) caracterizó por primera vez la estructura del benceno, por lo que es considerado uno de los fundadores de la química orgánica moderna.
}
{
MÁS QUE QUÍMICA
1,54 Å
Figura 19. Estructuras equivalentes del benceno.
Hidrocarburos aromáticos Los hidrocarburos aromáticos son estables gracias a la deslocalización de electrones en los enlaces La nomenclatura básica de estos compuestos obedece a las siguientes normas: 1. Cuando el benceno presenta un radical se indica el nombre del radical (asumiendo que está en posición 1) seguido de la palabra benceno. Por ejemplo:
Radical “metil”
CH3
1 6
2
5
3 4
Figura 20. Estructura del metilbenceno.
120
TEMA 1: HIDROCARBUROS
2. Si presentan dos o más radicales, se enumerarán los radicales de manera que reciban la numeración más baja.
Propil CH3CH2CH2
CH3
Metil CH3
3 4
2
5
1
MÁS QUE QUÍMICA
CH2CH3 Etil
6
Figura 21. Estructura del 1-etil-2,5-dimetil-4-propilbenceno.
3. Posición “orto (o–), meta (m–) y para (p–)”: estos prefijos se emplean para identificar la posición específica de radicales en el benceno, considerando que el radical más importante se encuentra en la posición 1. Así: Orto (o–) indica la numeración 1 y 2. Meta (m–) señala la numeración 1 y 3. Para (p–) hace referencia a la numeración 1 y 4.
El naftaleno se conoce comercialmente como naftalina, además de alquitrán blanco o alcanfor blanco. Es usado domésticamente para ahuyentar a las polillas, y en la industria, para la manufactura de plásticos de cloruro de vinilo (PVC), tinturas y resinas. Un derivado denominado 2-metilnaftalina es empleado para la obtención de vitamina K.
Por ejemplo: CH3
CH3 1 2
CH3
CH3 1
1
3
2
2 3
3 CH3
4 CH3
Figura 22. Estructura del o- dimetilbenceno o 1,2 –dimetilbenceno; m-dimetilbenceno o 1,3-dimetilbenceno y p-dimetilbenceno o 1,4-dimetilbenceno.
4. Por otra parte, cuando el benceno actúa como radical de otra cadena se denomina “fenilo”. Por ejemplo:
SABÍAS
QUE:
El trinitrotolueno (TNT) o 2,4,5 – trinitrometilbenceno es un compuesto explosivo muy estable, que fue fabricado por primera vez por el químico alemán Joseph Wilbrand en 1863.
CH3CH2CHCH2CH2CH2CH2CH2CH2CH3
Figura 23. Estructura del 3-fenildecano; 5-fenildodecano.
121
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Habitualmente, los compuestos aromáticos por su complejidad estructural reciben nombres genéricos. Por ejemplo:
a. Naftaleno: Empleado como insecticida y matapolillas.
b. Benzopireno: Cancerígeno que se encuentra en el humo del cigarrillo y en los gases de combustión de los automóviles.
c. Antraceno: Materia prima en la fabricación de colorantes.
d. Fenantreno: Materia prima de la morfina, medicamento clasificado como alcaloide que se utiliza para combatir el dolor.
Reactividad en Aromáticos El benceno es muy estable y, por ende, poco reactivo. Sin embargo, es posible hidrogenarlo para obtener un cicloalcano y halogenarlo por sustitución.
MÁS QUE QUÍMICA El benzopireno es un hidrocarburo altamente carcinógeno, presente en todos los cigarrillos.
En la hidrogenación, el benceno (C6H6) reacciona con hidrógeno molecular (H2) en presencia de un catalizador para formar un alcano, como se indica en el siguiente mecanismo: H H H
H
H 3H2
H
H
H
H
H H
H
H
H
H H
H
H Benceno
+
Hidrógeno
Ciclohexano
Durante la halogenación, el benceno reacciona con un halógeno, produciéndose la sustitución de átomos de hidrógeno en el benceno por un átomo de halógeno y la formación de un hidrácido de acuerdo con el siguiente mecanismo: X
H H
H
H
+ H
X2
H
H
122
H
H
H
Benceno
H
+
Halógeno
Halógeno de benceno
TEMA 1: HIDROCARBUROS
DESAFÍO CIENTÍFICO
Forma un grupo de cuatro compañeros y compañeras y desarrollen la siguiente actividad en su cuaderno.
Habilidades a desarrollar: - Formulación. - Aplicación. - Representación.
1. Determinen el nombre correcto para:
CH3
CH2CH2CH3
a.
d.
CH3CH2 CH2CH3
e.
b.
CH3
CH3CH2 CH3
CH2CH3
c.
CH2CH3
f.
CH3
CH2CH3 CH3
2. ¿En qué situaciones de la vida cotidiana se usan los hidrocarburos aromáticos? 3. Representen la estructura tridimensional del benceno. 4. Escribe la reacción de halogenación del benceno con: b. Br2 a. Cl2 5. Determina el nombre de los siguientes compuestos: CH3
a.
CH3
CH3
b.
CH2–CH3
CH3
c.
CH2–CH3 CH3
En http://www.quimicaorganica.net/ puedes encontrar más información sobre reactividad en química orgánica. 123
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Hidrocarburos de cadenas ramificadas SABÍAS
QUE:
Los alifáticos lineales no ramificados son considerados “normales”. Es por esto que muchos autores se refieren a ellos con el prefijo n-, forma de indicar que no presentarían ningún tipo de ramificación. Por ejemplo.
H H
CH4
C
H
H N-metano
Las cadenas ramificadas presentan una cadena principal y uno o varios radicales alquilo, agrupaciones de átomos procedentes de la eliminación de un átomo de hidrógeno en un alcano, por lo que contiene un electrón disponible para formar enlaces. Se nombran cambiando la terminación ano por ilo o il, como muestra el siguiente cuadro:
Alcano Fórmula CH4 CH3 – CH3 CH3 – CH2 – CH3 CH3 – (CH2)2CH3 CH3 – (CH2)3CH3 CH3 – (CH2)4CH3 CH3 – (CH2)5CH3
Radical alquilo Fórmula Nombre – CH3 Metilo – CH2 – CH3 Etilo – CH2 – CH2 – CH3 Propilo – CH2 – (CH2)2CH3 Butilo – CH2 – (CH2)3CH3 Pentilo – CH2 – (CH2)4CH3 Hexilo – CH2 – (CH2)5CH3 Heptilo
Nombre Metano Etano Propano Butano Pentano Hexano Heptano
Para nombrar las cadenas ramificadas, la IUPAC indica las siguientes reglas: C4H10 H H H H C
C
C
H C H
H H H H N-butano
1. Se elige la cadena más larga, es decir, aquella que en forma consecutiva contenga la mayor cantidad de carbonos. Si el compuesto tiene enlaces dobles o triples, se escoge la cadena con la mayor cantidad de átomos de C posibles que congregue también estos enlaces. Los compuestos que están fuera de la cadena principal son radicales.
Alcano
CH3 — CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH3 Radical
Alqueno
CH2 — CH3
CH2 = CH — CH — CH2 — CH = CH — CH3 CH2 — CH2 — CH3
Alquino
Radical
CH3 — C ∫ C — CH — CH2 — CH3 Cadena principal
124
Cadena principal
CH3
Radical
Cadena principal
TEMA 1: HIDROCARBUROS
2. Se enumera la cadena. Si es alcano, se da la numeración más baja posible al radical; y si es alqueno o alquino, a los enlaces respectivos, independiente de la ubicación del radical. 5
4
3
2
1
CH3 — CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH3 3
4
5
6
7
6 CH 2 2
Alcano Radical
7 CH 1 3
• La numeración en azul es la mejor para el radical, pues le asigna el menor localizador. Alqueno
1
2
7
6
3
4
5
6
5
4
3
2
7
CH2 = CH — CH — CH2 — CH — CH — CH3 CH2 — CH2 — CH3
1
Radical
• La numeración en azul le da preferencia al doble enlace, asignándole localizadores 1 y 7 y al radical 3. Alquino
1
2
3
6
5
4
4
5
3
2
6
CH3 — C ∫ C — CH — CH2 — CH3 Radical
CH3
3. Se da nombre a la cadena considerando el siguiente orden: ubicación de los radicales (número) – nombre del radical en orden alfabético – nombre de la cadena principal. 3
4
5
6
1
CH2 = CH — CH — CH2 — CH = CH — CH3 1
2
3
CH3
Terbutil
Radical: metil ubicado en el C número 3. Cadena principal: siete carbonos (Hept) con enlaces simples (ano). Nombre: 3–metilheptano. Alqueno
CH3
CH3
CH2 — CH3 2
Isopropil o secpropil
C
7
CH3 — CH — CH2 — CH2 — CH2 — CH3 Radical
Algunos radicales pueden unirse a la cadena principal de carbonos que se encuentran intercalados en la cadena de hidrocarburos. En esos casos se emplean los prefijos sec, ter, iso, dependiendo del carbono del cual se produzca el enlace.
CH
• La numeración en azul le da preferencia al enlace triple.
Alcano
QUE:
CH3
1
CH3
SABÍAS
4
5
6
CH2 — CH2 — CH3
Sec o iso: si el carbón está rodeado por otros dos carbonos y ter si está rodeado por tres.
7
Radical
Radical: propil localizado en el carbono 3. Cadena principal: siete carbonos (Hept) con dos (di) enlaces dobles (eno), en los carbonos 1 y 5. Nombre: 3–propil–1,5–heptadieno. Alquino
CH3 — C ∫ C — CH — CH2 — CH3 1
2
3
4
CH3
5
6
Radical
Radical: metil localizado en el carbono 4. Cadena principal: seis carbonos (Hex) con un enlace triple (ino) en el carbono 2. Nombre: 4–metil–2–hexino. 125
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Aplicación. - Resolución de problemas. - Formulación. - Investigación.
En forma individual, trabaja en tu cuaderno y consulta a tu profesor o profesora todas las dudas que tengas. Luego, compara con tus compañeros y compañeras tus resultados. 1. Determina el nombre correcto de los siguientes compuestos. CH3 a. CH3 — CH2 — CH — CH2 — CH — CH3
f.
CH2 CH3 CH2 — CH3 b. CH2 = C — CH2 — C — CH3 CH3
g.
CH2 CH3 CH2 — CH3
c. CH3 — CH2 — C = CH —CH — CH = CH2
h.
CH3 CH3 d. CH3 — C — C C — CH2 — CH3 CH2 CH2 CH3
CH3
CH3
e. CH3 — C C — C — CH2 — C C — C — CH3 CH2 — CH3
CH2 — CH3
2. Determina la fórmula estructural condensada para los siguientes compuestos. a. 2 – metilbutano. b. 2,2 – dimetilpropano. c. 4 – etil – 2,5 – dimetilheptano. d. 3,4 – dimetil – 2 – penteno. e. 3 – propil – 1,4 – pentadiino. f. 2 – metil – 1- buten – 3 – ino. g. 4 – metil – 1,6 – heptadiino. 3. Investiga cómo se nombran los radicales cuyo origen son los alquenos y los alquinos. 4. ¿Puedes establecer claramente las diferencias entre alcanos, alquenos, alquinos, radicales y cadenas ramificadas? Para ello, elabora un paralelo y establece sus diferencias. 126
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Isomería Como ya se ha estudiado, el carbono con su tretravalencia es capaz de formar una gran cantidad y diversidad de compuestos. Pero ¿cuál es la estructura que estos presentan?, ¿cómo era posible que dos compuestos con la misma fórmula global tuvieron propiedades tan distintas? La respuesta llegó a mediados del siglo XIX con la descripción de los isómeros. Los isómeros son compuestos que presentando el mismo número de átomos de cada clase en una molécula, tienen propiedades distintas. Estos pueden clasificarse como:
De cadena Constitucional o estructural
De posición De función
ISOMERÍA Isomería óptica o enantiomería Estereoisomería Isomería geométrica o diastereoisomería 1. Isómeros constitucionales o estructurales: corresponden a aquellos compuestos que teniendo la misma cantidad de átomos, se encuentran unidos de diferente forma. Se distinguen los siguientes tipos: A. Isómeros de cadena Los átomos de carbono presentan ubicaciones espaciales distintas. Por ejemplo, para la fórmula global C4H10 se pueden obtener: CH3– CH2– CH2– CH3
CH3– CH– CH3
Butano
CH3 2-metilpropano
B. Isómeros de posición Son aquellos compuestos que teniendo las mismas funciones químicas (átomos o grupos de átomos distintos al C y al H) están enlazados a distintos átomos de carbono. Por ejemplo: C5H10O CH3 — CH2 — CH2 — CO — CH3
CH3 — CH2 — CO — CH2 — CH3
Metilpropilcetona o 2-pentanona
Dietilcetona o 3-pentanona
127
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
C. Isómeros de función Se presentan en compuestos que teniendo la misma fórmula molecular, poseen grupos funcionales distintos; por ejemplo, para el C3H8O:
CH3 — CH2 — CH2 — OH
CH3 — CH2 — O — CH3
Propanol
Etiloximetil o etilmetil eter
2. Estereoisómeros: son compuestos que presentan fórmulas moleculares y enlaces iguales, pero disposiciones espaciales distintas.
MÁS QUE QUÍMICA Las moléculas que no sean superponibles con su imagen especular se denominan disimétricas o quiral; por lo tanto, para que una molécula posea un enantiómero debe ser quiral. Analizado en un ámbito más sencillo, un vaso de vidrio, un martillo, una dona o un cepillo de dientes son todos aquirales; mientras que un zapato, un tornillo, un caracol o un automóvil son quirales.
A. Enantiómeros o isómeros ópticos Se denomina enantiómeros a las moléculas que guardan entre sí una relación objeto–imagen especular, es decir, no son superponibles el objeto y su imagen. Por ejemplo: H
CI
H F
C
C
H
F
C
C
H
H
CI
H
H
H
Figura 24. Isómero del clorofluoroetano.
Los enantiómeros se denominan también isómeros ópticos debido a que sometidos a luz polarizada en un plano girarán a la derecha (dextrogiro) y otro girará a la izquierda (levogiro). Un ejemplo es el comportamiento del ácido láctico, cuya fórmula estructural es: O
OH OH
El ácido láctico expuesto a la luz polarizada presenta los siguientes comportamientos: H
H Ácido láctico
CH3
C
COOH Levogiro
OH
HO
C
CH3
COOH Dextrogiro
Figura 25. Fórmula estructural del ácido láctico de la fermentación del azúcar y de la fermentación láctica del músculo.
En http://www.maph49.galeon.com/biomol1/isomers.html repasa los conceptos de isomería visualizando ejemplos tridimensionales. 128
TEMA 1: HIDROCARBUROS
B. Diastereoisómeros o isómeros geométricos: Se denomina así a los estereoisómeros con doble enlace que entre sí no guardan relación objeto–imagen, presentando diferencias sólo en la disposición de sus átomos en el espacio. Por ejemplo, observa las siguientes moléculas: 1
H
CH3 C=C H
(CH2)3– CH3
CH3
2
C=C H
(CH2)3– CH3
H
Sí ambas moléculas obedecen a la fórmula C7H14 y corresponden al 2- hepteno, ¿qué se podría hacer espacialmente para que sean idénticas? ¿Se podría girar el carbono encerrado en el círculo rojo para que sean iguales? Puede parecer esta una medida apropiada, pero la rotación alrededor del doble enlace es restringida, dando origen a los isómeros geométricos. Cuando los grupos iguales (átomos de H en este ejemplo) están en partes opuestas de los átomos de C unidos por el doble enlace, el isómero se denomina trans; y cuando los grupos están en la misma zona espacial, se llama cis. Aplicando esta denominación al ejemplo anterior se obtiene: CH3
C=C
C=C H
(CH2)3– CH3
CH3
H
(CH2)3– CH3 trans – 2 – hepteno
H cis – 2 – hepteno
H
1. Indica el tipo de isomería que presentan los siguientes pares de compuestos.
1 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 2 CH3 – CO – CH2 – CH3 3 CH3 – CH2 – OH 4 CH3 – CO – CH2 – CH2 – CH3 5
Tipo isomería
Compuestos
Nº
CH3 – CH –CH – CH3
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Aplicación. - Imaginación.
CH3 CH3 CH3 – CH2 – CO – CH3 CH3 – O – CH3 O CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – C – H
CH3 – CH – CH2 – CH – CH2 – CH3 CH2 – CH2 – CH2 – CH – CH2 – CH3 OH CH3 OH CH3 H
6
COOH
H
C=C HOOC CH3
7
H CH2 – CH3
C=C HOOC CH3
C=C H
H COOH CH3
C=C CH3
H
CH2 – CH3
En http://www.educarchile.cl/ntg/sitios_educativos/1618/article62752.html encontrarás más información respecto a la isomeria. 129
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Visualización. - Elaboración de modelos. - Autoevaluación.
La finalidad de este desafío es que junto a cuatro compañeros elaboren los modelos tridimensionales de las siguientes moléculas, respetando sus ángulos y longitudes de enlace de acuerdo a los orbitales de hibridación. 1. Completa la siguiente tabla con la información que falta.
Nombre
Fórmula Fórmula Fórmula estructural estructural molecular plana condensada
Clasificación (alcano – alqueno – alquino)
Propano CH3– CH2 – CH2 – CH3 C8H16 Buteno CH ∫ C – CH2 – CH2 – CH3 Hexeno CH3 – CH2 – CH2 – CH = CH – CH2 – CH3 Penteno CH3 – CH2 – CH2 – C ∫ C – CH3 C4H6 C2H6 CH3 – CH2 – CH = CH – CH3 Hepteno C3H4 Ciclo propano Benceno 3-metilbutino
Materiales: - Dos cajas de plasticina. - Una caja de fósforos. - Un trozo de cartón de 40 x 40 cm. aproximadamente. - Un transportador.
2. Dibuja en el cuaderno la geometría molecular de cada una de las moléculas revisadas en el punto 4. Para ello, utiliza una forma convencional que indique la disposición espacial de los átomos en el plano: Indica que se ubica en el mismo plano del papel.
C
Indica que se encuentra detrás del plano del papel. Indica que se ubica delante del plano del papel.
3. Empleando la plasticina para simular los átomos como esferas y los fósforos para representar enlaces, establece los modelos tridimensionales de siete moléculas a elección. Los modelos tridimensionales que serán elaborados por ustedes se denominan “estructuras de esferas y palillos”. Por ejemplo: 130
TEMA 1: HIDROCARBUROS
Figura 26. Modelos tridimensionales de esferas y palillos de compuestos orgánicos.
4. Para elaborar los modelos tridimensionales considera los siguientes datos: Enlace C–H C–C C=C C∫C
Longitudes de enlace (A) 1,09 1,54 1,34 1,21
Enlace H–C–H H–C–C–H H–C=C–H H–C∫C–H
Ángulos 109,5º 109,5º 120º 180º
5. Dispón los modelos sobre el cartón y asígnales el nombre que corresponda. 6. Evalúa tu proceso de aprendizaje, marcando en la siguiente tabla la opción que mejor te representa. Aspectos L ML PL Enumero las propiedades del carbono que hacen posible la formación de diversos tipos de enlaces. Trabajo en equipo, colaborando en las actividades planteadas. Formulo alcanos, alquenos y alquinos a partir de su nombre. Puedo realizar una investigación sencilla, buscando información en diversas fuentes. Establezco correctamente el nombre de los compuestos orgánicos hasta aquí estudiados. Puedo establecer modelos moleculares. Puedo aplicar los conceptos o contenidos estudiados a la resolución de ejercicios y problemas. 131
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Importancia de los hidrocarburos en Chile La Constitución Política de Chile establece que "el Estado tiene el dominio absoluto, exclusivo, inalienable e imprescriptible de", entre otros, "los depósitos de carbón e hidrocarburos y las demás sustancias fósiles". En particular señala que las sustancias contenidas en los depósitos de hidrocarburos no es objeto de concesión de exploración y/o explotación, y, por lo tanto, dichas actividades "podrán ejecutarse directamente por el Estado o por sus empresas, o por medio de concesiones administrativas o de contratos especiales de operación, con los requisitos y bajo las condiciones que el Presidente de la República fije, para cada caso, por decreto supremo". En este marco, el Estado de Chile ha adoptado la política de fomentar los Contratos de Operación Petrolera a través de la Empresa Nacional de Petróleo (ENAP), quien puede participar directamente con las empresas privadas interesadas en este tipo de contratos. De acuerdo a la política económica del país, en este sector existe libertad para invertir, importar y exportar hidrocarburos líquidos, gaseosos y sólidos. Cabe hacer notar que actualmente Chile es importador neto de hidrocarburos. En términos generales, los precios se rigen por los mercados internacionales a través de la paridad de importación, a excepción del gas natural. En este caso, su precio está dado por los precios de las cuencas productoras de Argentina y de Chile, y son reflejados en los contratos de largo plazo libremente pactados. Es importante destacar que las empresas involucradas deben cumplir con los estándares de calidad de los productos o servicios que suministran de acuerdo al marco normativo vigente.
132
Revista Científica
El combustible de nuestro Cuerpo Oxígeno, carbono, hidrógeno y nitrógeno son los elementos más abundantes en el organismo. La mayor parte de ellos está presente en compuestos indispensables para el cuerpo, como los carbohidratos, las proteínas y las grasas. Las reservas de energía del cuerpo se almacenan en los carbohidratos y en las grasas. Los primeros proporcionan, en promedio, menos energía que los segundos. En el intervalo entre la liberación de energía a partir de estas moléculas y su utilización por el organismo, la energía se puede almacenar durante un tiempo breve en moléculas de un compuesto llamado ATP (trifosfato de adenosina). Trifosfato de adenosina (ATP)
Esta energía se libera poco a poco en alimentes adecuadamente según lo reacciones individuales y de inmediato se indica la pirámide de los alimentos: Adenina NH2 C N almacena a corto plazo en el ATP. En términos generales, el consumo diario N C C H para un adulto promedio debería ser de H C Fosfatos C N En la reacción de almacenamiento de 50 a 60% de carbohidratos, hasta 30% de N O O O energía, el ADP (difosfato de adenosina) lípidos y de 15 a 20% de proteínas. O O P O P O P O CH incorpora en su estructura un grupo H H O O O fosfato (PI) para formar ATP y agua. H H ADP+PI ATP+H2O Para la reflexión OH OH Ribosa A medida que el cuerpo necesita energía, Habilidades a desarrollar: - Investigación. ésta se libera por acción inversa de la NH2 - Aplicación. reacción de almacenamiento de energía. N C C N La conversión de ATP en ADP proporciona 1. Investiga, ¿por qué los carbohidratos C H H C cerca de 7,3 kcal/mol por unidad de ATP. C N proporcionan menos energía que las N O O Ésta es la fuente de energía para O grasas? O P O P O CH diferentes funciones vitales del cuerpo, 2. ¿Cuál es la importancia de la oxidación de H H O O H como la digestión, la circulación de la H la glucosa? + HPO2–4 + H+ sangre, la respiración, la contracción OH OH 3. ¿Cuál es la diferencia entre el ADP y el ATP? muscular, la secreción glandular y la 4. ¿Cuál es la importancia del ATP para Difosfato de adenosina (ADP) reparación de tejidos, entre otros. nuestro organismo? 5. Investiga y consúltale a tu profesor(a) de La reacción primordial de liberación de Para que tu cuerpo pueda llevar a cabo, química y de biología ¿cuál es la energía del cuerpo es la oxidación de la con mayor eficacia, estos y muchos otros importancia del organelo celular glucosa (que puede obtenerse a partir de procesos imprescindibles para su correcto denominado mitocondria en la formación los alimentos consumidos) a CO2 y agua. funcionamiento, es necesario que te de ATP?
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Revisemos lo aprendido: Tema 1 Desarrolla las siguientes actividades en forma individual, consultando todas tus dudas con tu profesor o profesora y, luego, compara los resultados obtenidos con los de tus compañeros y compañeras. I. Define los siguientes conceptos. 1. Hidrocarburos. 3. Enlace sigma. 5. Hidrocarburo alifático. 7. Hidrocarburo aromático.
2. Tetravalencia. 4. Enlace pi. 6. Hidrocarburo cíclico. 8. Isómeros.
II. Explica brevemente. 1. ¿Por qué el carbono puede formar enlaces muy fuertes consigo mismo y con el hidrógeno? 2. ¿Qué enlace (sigma o pi) es más fuerte y por qué?
III. Reconoce en los siguientes compuestos los tipos de enlace presentes entre carbono – carbono. C3H8
1. 2. 3. 4. 5. 6.
VI. Nombra los siguientes compuestos.
CH3 1. CH3 – C – CH2 – CH2 – CH3 CH2 CH3 CH3 2. CH2 – C ∫ C – C – CH3 CH2 – CH3 CH2 CH3 CH3 3. CH3 – C = C – CH2 – CH CH2 CH3 CH2 CH3 CH3 4. CH ∫ C – C – CH2 – CH2 – CH3 CH2 CH3
CH2 = CH – CH2 – CH = CH2.
CH2 - CH3
5.
3 – octino. 2,4 – heptadieno.
C2H2
CH3
CH3CH2 – CH2 – CH3
6.
IV. Completa en tu cuaderno la siguiente tabla de información para los hidrocarburos alifáticos.
Hidrocarburo
Enlace Carbono - Fórmula Carbono
Terminación en la nomenclatura
7. CH2 - CH3 CH2 - CH3
Alqueno Simple Cn H2n–2
8.
CH3 CH2 - CH3
V. Determina la fórmula estructural condensada para los siguientes compuestos. 1. Ciclo pentano 2. 2 - metilpropano 3. 2,2 - dimetilpropano 4. 3 - metil - 1 - ciclo butil pentano 5. 2, 4, 7 - nonatrieno 6. 3 - etil - 1,4 - penta diino 7. 1,2,3 - trimetilbenceno 8. 1,3,5 - trimetil - 4 - propil benceno 134
CH3 9. CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 10. CH3 – CH2 – CH2 – CH = C= CH – CH3 11. CH3
CH3
12. CH3
H
H C=C
C=C H
H
CH3
TEMA 1: HIDROCARBUROS
VII. Clasifica el tipo de isomería que presentan los siguientes pares de compuestos: 1. CH3 – CH – CH3 y CH3 – CH2 – CH2 – CH3 CH3 2. CH3 – CH – CH3 y OH – CH2 – CH2 – CH3 OH 3. CH3 – CH2 – CH2OH y CH3 – O – CH2 – CH3 CH3 4.
CH3 C=C
H Cl 5.
CH3 C=C
H
y H
CH3 H C=C H CH3 H
y Cl
H C=C
Cl
Cl
O O 6. CH3 – CH2 – C – OH y CH3 – O – CH2 – C – H VIII. Representa un isómero de los siguientes compuestos: 1. C6H14 2. C4H8 3. C4H9Cl, en el que un átomo de hidrógeno del butano ha sido sustituido por cloro. 4. C3H6Cl2, en el que dos átomos de hidrógeno del propano han sido sustituidos por átomos de cloro. IX. Escribe las siguientes reacciones químicas: 1. Combustión del etano. 2. Hidrogenación del propeno. 3. Halogenación con flúor (F2) del metano. 4. Adición del hexeno con ácido fluorhídrico (HF). 5. Hidrogenación del butino con un agente asimétrico (HX).
Autoevaluación Revisa el nivel de logro de los aprendizajes esperados para este tema. Recuerda ser honesto(a) al responder. Sólo así podrás revisar aquellos aspectos que consideras que no han sido logrados completamente. Marca con una X el casillero que correponda. Logrado (L): Has logrado plenamente. Medianamente Logrado (ML): Has logrado parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar algunos aspectos. Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje, debes seguir trabajando para hacerlo. Aspecto a evaluar
L ML PL
Distingo un compuesto orgánico de uno inorgánico. Identifico un alcano de un alqueno y un alquino. Comprendo y reconozco un enlace sigma y uno pi. Reconozco mis errores y trato de enmendarlos. Puedo nombrar cadenas ramificadas correctamente. Identifico isómeros y el tipo de isomería que presentan diversos compuestos. Actúo responsablemente en el trabajo individual y en equipo. Puedo relacionar fórmulas y nombres de compuestos orgánicos. Valoro la importancia del carbono como elemento indispensable para la vida. Trato con respeto a mis compañeros y profesor/a. Soy honesto/a en mi trabajo, con mis compañeros/as y profesor/a. He aprendido habilidades de observación, razonamiento e investigación, así como las de exposición y comunicación de resultados experimentales o de indagación. Distingo una fórmula estructural de una condensada. Utilizo el conocimiento y la información para conocer la realidad. Aplico la creatividad en la formulación de preguntas e hipótesis. 135
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
TEMA 2 Grupos funcionales Estudiarás en este tema:
• Caracterización de los grupos funcionales; introducción a la nomenclatura de compuestos orgánicos. • Representación mediante modelos tridimensionales de moléculas orgánicas con distintos grupos funcionales. Nociones de estereoquímica. • Usos actuales y potenciales de compuestos orgánicos de importancia industrial, doméstica y farmacéutica. • Debate informado acerca de la contribución de la química orgánica al bienestar de las personas. • Reacciones de oxidación de moléculas orgánicas. Aspectos estequiométricos y energéticos. • Destilación de una bebida alcohólica y estimación del grado alcohólico.
Un gran número de compuestos orgánicos, además de Carbono e Hidrógeno, presentan Oxígeno, halógenos y Nitrógeno, entre otros átomos, consignando a la molécula una serie de características y propiedades particulares. Grupos funcionales Ácido carboxílico R - COOH
Ésteres R-COOR’
Cetonas R-CO-R’
Alcoholes R - OH
Éteres R-O-R’
Aminas R-NH2
Amidas R-CONH2
Aldehídos R-COH
Y para comenzar... Escribe la mejor respuesta que imagines para cada una de las preguntas. 1. ¿Qué información te entrega el organizador? 2. ¿Qué otros ejemplos podrían corresponder a los distintos grupos funcionales? 3. ¿Qué asociación puedes establecer respecto de los hidrocarburos y los grupos funcionales? 4. Si tienes una muesta de una sustancia orgánica, ¿qué pruebas harías para determinar a qué sustancia corresponde? 5. Determina la formula estructural plana de los siguientes compuestos y encierra en un círculo los grupos funcionales. a. CH3CH2OH b. C4H10O c. CH3OCH3 d. CH3CH2CHO e. CH3COCH2CH3 f. CH3CH2COOH g. CH3CH2CH2NH2 h. C10H18 i. CH3CH2CH2Cl Comparte con tu compañero o compañera las respuestas.
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Haluros R-X
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Reconocimiento de grupos funcionales
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos: - Grupos funcionales. Introducción Trabajarás a continuación en la identificación experimental de tres grupos funcionales: los ésteres, los ácidos carboxílicos y alcoholes, cada uno de los cuales son ampliamente utilizados en la industria química. Paso 1: La observación Antes de iniciar la actividad experimental, procede a observar y registrar características físicas del butanol y del ácido acético. Este proceso será fundamental para el análisis de datos. Paso 2: Preguntas de investigación Proponemos las siguientes: 1. ¿Cuál es la reacción química entre el butanol, el ácido acético y el ácido sulfúrico? 2. ¿Cuál es la reacción química entre el ácido acético y el bicarbonato de sodio? 3. ¿Cuál es la reacción química entre el butanol y la mezcla entre el permanganato de potasio y el ácido sulfúrico? 4. ¿Cuáles son las características de los alcoholes (representados por el butanol), los ácidos carboxílicos (representados por el ácido acético) y un éster qué podrás observar gracias al diseño experimental? Paso 3: Formulación de hipótesis Con la ayuda de tu profesor(a) e investigando en diversas fuentes, establece respuestas probables para las preguntas de investigación y la hipótesis experimental. Paso 4: Diseño experimental Lee con atención cada una de las indicaciones y consulta al profesor(a) las dudas que surjan en el trabajo junto a tus compañeros y compañeras. Experimento 1: Identificación de ésteres 1. En un tubo de ensayo, mezcla 2 mL de butanol con 2 mL de ácido acético. 2. Agrega a la mezcla 10 a 15 gotas de H2SO4. 3. Calienta suavemente por 10 minutos a baño María. 4. Retira el tubo del baño y disuelve su contenido en 6 mL de agua.
Habilidades a desarrollar: - Observación. - Reconocimiento. - Caracterización.
Materiales • Seis tubos de ensayo. • Mechero. • Trípode - rejilla. • Tres pipetas. • Tres gotarios. • Un vaso precipitado de 400 mL.
• Una pinza de madera. • 7 mL Butanol (OHCH2 CH2CH2 CH3).
• 7 mL de ácido acético. (CH3COOH). • 2 mL de ácido sulfúrico concentrado (H2SO4). • 2 mL de solución saturada de bicarbonato de sodio (NaHCO3). • 5 mL de solución 0,5% de permanganato de potasio (KMnO4).
Experimento 2: Identificación de ácidos carboxílicos En un tubo de ensayo dispón 5 ml de ácido acético y agrega gotas de solución de bicarbonato hasta observar cambios.
137
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Experimento 3: Identificación de alcoholes En un tubo de ensayo limpio y seco deposita 3 mL de butanol, 3 mL de KMnO4 y 3 gotas de H2SO4. Calienta suavemente durante 10 segundos.
PRECAUCIÓN: Recuerden seguir las instrucciones de seguridad que les da el profesor o profesora. Trabajarán con un ácido concentrado; por ello, deben prevenir su derramamiento y evitar entrar en contacto directo con él. Además, calentarán una solución directamente sobre la llama del mechero. Recuerden emplear la pinza de madera para operar con él y apuntar el extremo de la boca del tubo hacia un lugar despejado.
CUIDA EL AMBIENTE: Una vez terminada la experiencia, agrega a cada tubo cinco gotas de solución de hidróxido de sodio para neutralizar la acción del ácido sulfúrico. Luego, elimina el contenido por el desagüe y deja correr el agua por unos segundos.
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Paso 5: Registro de observaciones Anota las observaciones de cada una de las reacciones estudiadas y pon atención en los cambios físicos experimentados. Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos Ordena los datos en una ficha de registro como la siguiente: Olor
Reacción experimentada
Alcohol Ácido acético Éster
Paso 7: Análisis de datos Responde las preguntas de investigación planteadas anteriormente. En cada caso con la ayuda de su profesor o profesora escribe las ecuaciones químicas que explican las reacciones de cada experimento. Anota la fórmula extendida de los grupos funcionales identificados y relaciona con tus observaciones experimentales.
Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados Establecer las conclusiones respecto a la validez de la hipótesis establecida y comunicar los resultados será la actividad que desarrollarás a continuación. Para ello, compara los resultados obtenidos con la hipótesis y concluye. Posteriormente, elige una de las siguientes formas de comunicar los resultados: 1. Informe de laboratorio. 2. Díptico informativo. 3. Panel informativo. Si escogen desarrollar el informe, elabórenlo según las indicaciones propuestas en la unidad II, tema 1 y entregue una copia al profesor. Si eligen el díptico informativo, deberá sacar copias para entregar a sus compañeros y compañeras y a su profesor(a). Por último, si el elegido es el panel informativo, una vez terminado pégalo en el lugar que indique tu profesor(a) en la sala de clases o en el laboratorio. Paso 9: Evaluación del trabajo realizado Para cerrar el proceso experimental evaluando la actividad realizada comparte en el grupo las siguientes preguntas. 1. ¿Qué hemos aprendido respecto al trabajo en equipo? 2. ¿Cuáles fueron las fortalezas y debilidades del trabajo realizado? 3. ¿Qué aprendimos respecto a los grupos funcionales orgánicos?
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Funciones orgánicas El átomo, o grupos de ellos, que confiere a un compuesto propiedades particulares se denomina “grupo funcional”, siendo los más comunes: ácido carboxílico, alcohol, éster, amina, amida, aldehído, cetona, éter y haluros. Según el grupo funcional que presente cada compuesto orgánico se clasifican en:
Compuestos orgánicos
Oxigenados Éteres Ácidos carboxílicos
Halogenados
Aldehídos
QUE:
Puedes observar en la tabla de grupos funcionales que varios de ellos contienen el
grupo C = O denominado carbonilo.
Nitrogenados Amidas
Cetonas
SABÍAS
Aminas
Ésteres
El siguiente cuadro resumen, muestra el átomo o grupo de átomos característico de cada función orgánica y los prefijos y/o sufijos que la nomenclatura moderna (IUPAC) les asigna en orden de preferencia.
Fórmula Terminación Nomenclatura como extendida característica sustituyente
Fórmula Grupo funcional condensada
O
Éster
R-COOR
Amida
R-CO-NH2
Aldehído
R-COH
Cetona
R-CO-R1
R–C–H O R–C–R1
Alcohol
R-OH
Amina
carboxi-
-oato
oxicarbonil-
-amida
carbamoíl-
-al
formil-
-ona
oxo-
R–OH
-ol
hidroxi-
R-NH2
R–NH2
-amina
amino-
Éter
R-O-R1
R–O–R1
-oxi-
oxi-, oxa-
Alqueno doble enlace
H R – C = C – R1 H
-eno
...enil-
-ino
...inil-
Alquino triple enlace
R – C C – R1
Haluros
R-X
=
-oico
=
R-COOH
=
Ácido carboxílico
=
=
R–C–OH O R–C–O–R1 O R–C–NH2 O
H R1
C=C
R1 H
R–C C–R1 R–X
flúor-, clorobromo-, iodo-
R y R1 representan diferentes cadenas de hidrocarburos.
139
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Compuestos halogenados Estos compuestos se obtienen de hidrocarburos, en cualquiera de sus tipos, que al ser sintetizados sustituyen uno o más átomos de hidrógeno por átomos de halógenos (F, CI, Br, I), lo que es representados como: R-X donde
R= Hidrocarburo X= Halógeno
En la naturaleza estos compuestos prácticamente no se encuentran, no obstante lo anterior son de gran importancia industrial al ser empleados como disolvente y/o en la síntesis (obtención) de otros compuestos, razón por la cual deben ser sintetizados (producidos) por el hombre a gran escala. Sus usos son diversos y van desde industriales, farmacéuticos y domésticos como por ejemplo: 1. El clorometano CH3Cl, empleado en la síntesis de gemas 2. Tricloro metano CHCl3, empleado antiguamente como anestésico 3. Diclorodifluorometano CF2Cl2, empleado como refrigerante en aires acondicionados y en refrigeradores. Se nombran indicando la posición y nombre del halógeno seguido del nombre de la cadena principal (ramificada o no); por ejemplo: Ejemplo 1 CH2Cl – CH2 – CH3 1 2 3
Se observa: un átomo de cloro en el carbono 1 y una cadena con enlaces simples de tres carbonos.
Nombre
Cloropropano.
Ejemplo 2 CH2 = CH – CCl2 –CH3 1 2 3 4
Se observa: dos átomos de cloro en el carbono 3 y una cadena de cuatro carbonos con un enlace doble en el carbono 1. Como función orgánica, el doble enlace tiene preferencia sobre el halógeno.
Nombre
3,3 - diclorobuteno.
La reacción de eliminación es la más común de los halogenuros. Ésta se caracteriza por la pérdida de átomos de hidrógeno y un halógeno (deshidrohalogenación) en medio básico fuerte y a altas temperaturas, formando alqueno, agua y liberando una sal. Su mecanismo es:
H MOH +
R—C—C—X H
Base fuerte
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Identificación. 140
H
+
H H R—C=C +
H
H2O
+
MX
agua
+
H
halogenuro
alqueno
+
sal
1. Determina el nombre de los siguientes haluros: a. CH3Cl
b. CHCl3
c. CH2 = CF – CH2 – CH2F
d. CH ∫ C – CHCl – CH3
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Alcoholes Compuestos que contienen un grupo hidroxilo (–OH), formados al reemplazar uno o más hidrógenos de un hidrocarburo por uno o más de los grupos alcohólicos. Su fórmula general es: R – OH Para nombrarlos se indica la ubicación del grupo funcional seguido del nombre de la cadena con la terminación característica –ol. Por ejemplo: CH3 – CH2 – CH2OH 3 2 1
Se observa: el grupo funcional –OH y una cadena de tres carbonos con un enlace simple.
Nombre
1 - propanol.
CH2OH – CH2 – CHOH – CH3 1 2 3 4
Se observa: dos grupos funcionales – OH en los carbonos 1 y 3, en una cadena de cuatro carbonos con un enlace simple.
Nombre
1,3 – butanodiol.
Dependiendo de la sustitución del carbono al que se une el grupo hidroxilo, un alcohol puede ser: Primario: Cuando el grupo OH está unido a un carbono primario (el primero o final de la cadena) según la fórmula general: R–CH2–OH Por ejemplo:
R — CH2 – OH CH3–CH2–CH3–OH 1-Propanol Secundario: Grupo OH está unido a un carbono secundario, según la fórmula general:
R R — CH – OH CH3-CH-OH
MÁS QUE QUÍMICA Un gran número de hidrocarburos halogenados son de importancia comercial; por ejemplo, el triclorometano CHCl3, conocido genéricamente como “cloroformo”, es un líquido con aplicaciones anestésicas; y el dicloro difenil tricloroetano (hidrocarburo polihalogenado) fue empleado durante años como insecticida, hasta que se comprobó que permanecía en los suelos por largos espacios de tiempo sin descomponerse y que además era liposoluble, por lo cual se acumulaba en los tejidos grasos de los animales.
CH3 2-propanol Terciario: El grupo OH está unido a un átomo terciario, según la fórmula general: Terciario
R R – C – OH R CH3 CH3 C – OH CH3 2-metil - 2-propanol 141
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Los alcoholes presentan entre sus características una zona hidrofóbica de carácter apolar representada por el hidrocarburo y una hidrofílica o polar, en la cual se encuentra el grupo –OH. Dicha polaridad se produce porque el oxígeno tiene hibridación sp3 con dos pares de electrones no enlazantes. La electronegatividad del átomo (O) provoca la polarización del enlace O–H y del C–O, produciendo la aparición de momentos dipolares. Es sabido que “lo semejante disuelve a lo semejante”y, por ende, una sustancia polar se disolverá en otra polar y una apolar en otra apolar. Aplicando la norma a los alcoholes, se puede suponer que un extremo de su cadena podría disolverse en agua y el otro no, esto hace la diferencia con los hidrocarburos.
H
H
H
H—C—C—C H
H
H
Zona hidrofóbica.
O—H Zona hidrofílica.
Sus puntos de fusión y ebullición son elevados debido a la formación de enlaces puente de hidrógeno. El etanol por ejemplo, empleado como “alcohol desnaturalizado”en el hogar tiene una tº de ebullición de 78ºC, baja si la comparas con la del agua (100ºC) MÁS QUE QUÍMICA La reacción de oxidación del etanol (compuesto presente en los vinos) con aire produce ácido etanoico o ácido acético (principal componente del vinagre), razón por la que los vinos se “avinagran”.
Dentro de los alcoholes se encuentran los “fenoles”, compuestos en los que el grupo funcional -OH está enlazado a un hidrocarburo aromático, según la formula general. Ar -OH donde Ar=Hidrocarburo aromático Son denominados como hidroxiderivados del benceno, se caracterizan por ser líquidos de elevados puntos de ebullición o sólidos de olores muy fuertes. Por la presencia del anillo bencénico sus propiedades son muy distintas a la de los alcoholes de cadenas alifáticas. Son ejemplos: OH
OH OH
1,2-dihidroxibenceno
1-hidroxibenceno o “Fenol”
Las reacciones más comunes que presentan: 1. Los alcoholes y fenoles son aquellas que poseen enlace O – H. 2. Los alcoholes son las producidas por la ruptura del enlace C – OH. Por ejemplo: Reacción de eliminación: es la producida por la ruptura del enlace C – OH en medio ácido y altas temperaturas (sobre los 120 ºC).
142
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Los alcoholes enfrentan la protonación (ataque de un ión positivo de hidrógeno) del grupo - OH, formando un alqueno y agua de acuerdo con el siguiente mecanismo:
H
H
H
R–C–C–O–H H
H
HX t°
R – C = C + H2O H
MÁS QUE QUÍMICA
H
Reacción de sustitución: es la reacción de alcoholes con hidrácidos (HX), produciéndose la sustitución del grupo - OH por el halógeno (X), lo que da como producto un haluro de alcano y agua de acuerdo con el siguiente mecanismo:
H H—C—H H — C — OH H
H
+
HX
H—C—H H—C—X
+
H2O
H
El propanotriol (OHCH2 – OHCH – CH2OH), conocido comúnmente como glicerina, es un alcohol utilizado en la industria cosmética para la fabricación de cremas y jabones. El metanol (CH3OH) es un alcohol que se obtiene de la destilación seca de la madera. Su consumo es altamente nocivo para el organismo, pues metabólicamente se transforma en formaldehído y ácido fórmico, impidiendo el transporte de oxígeno a la sangre. El etanol (CH3CH2OH), en cambio, es el alcohol presente en las “bebidas alcohólicas”y se obtiene por fermentación de azúcares y almidón presentes en frutas y verduras.
1. Determina el nombre de los siguientes alcoholes: a. CH3CH2OH b. CH ∫ C – CHOH – CH3 c. CH3 – CHOH – CHOH – CH3
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Aplicación.
2. Establece cuál de los siguientes alcoholes es primario, secundario y terciario. CH3 H c. CH3 – C –OH b. CH3 – CH2 – CH2 – OH a. CH3 – C – OH CH3 CH3 3. Establece la ecuación química correcta para las siguientes reacciones: a. Reacción de eliminación del butanol. b. Reacción de sustitución del propanol con ácido clorhídrico (HCl). 143
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
CIENCIA EN ACCIÓN Destilación de bebida alcohólica Estudiaremos: - Proceso de destilación de una bebida alcohólica.
Habilidades a desarrollar: - Elaboración. - Manipulación.
Materiales • Un equipo de destilación. • Un matraz de Erlenmeyer. • Tres vasos precipitados de 250 mL.
• Un trípode. • Un mechero. • Una rejilla. • Un termómetro. • Una probeta de 100 mL. • 120 mL de vino tinto.
Montaje de un equipo de destilación.
PRECAUCIÓN: La llama del mechero debe permanecer alejada del matraz de Erlenmeyer en el cual recibirán el destilado, pues se trata de un compuesto inflamable. 144
Introducción El etanol (CH3CH2OH) es el alcohol presente en las “bebidas alcohólicas”. Se obtiene por fermentación de azúcares y almidón, produciendo dióxido de carbono. El objetivo de esta experiencia es obtener un alcohol mediante la destilación de una bebida alcohólica. Paso 1: La observación Antes de iniciar esta actividad, investiga qué relación tienen el grupo orgánico “alcohol” con las bebidas alcohólicas. Luego, observa las características físicas de la bebida alcohólica que destilarás. Paso 2: Preguntas de investigación Gracias a la destilación de la bebida alcohólica podrás obtener un alcohol puro. ¿Cuáles crees que serán sus propiedades? Paso 3: Formulación de la hipótesis Para formular inferencias respecto a la pregunta de investigación investiga en diversas fuentes (libros, artículos, internet) las propiedades de los alcoholes y establece una hipótesis. Paso 4: Diseño experimental 1. En un vaso precipitado deposita 20 mL de la bebida alcohólica. Luego introduce el termómetro y procede a calentar hasta registrar su temperatura de ebullición. 2. Arma el equipo de destilación. Sigue atentamente las instrucciones de tu profesor o profesora para obtener el sistema que muestra la siguiente figura. 3. En la probeta, mide 100 mL de la bebida alcohólica. 4. Deposita en el balón de destilación los 100 mL de la bebida. 5. Inicia el enfriamiento del tubo refrigerante. 6. En el extremo del tubo refrigerante dispón el matraz de Erlenmeyer para recibir el destilado. 7. Comienza a calentar el balón de destilación y continúa hasta que tres cuartas partes de la bebida se evaporen. 8. En un vaso precipitado deposita el destilado que se encuentra en el matraz Erlenmeyer (máximo 20 mL), introduce un termómetro y procede a calentar para registrar su punto de ebullición. Paso 5: Registro de observaciones Registra tus observaciones respecto al olor de los reactivos y sus puntos de ebullición.
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos Usando la siguiente tabla de registro, ordena los datos de la actividad experimental. Aspectos \ Sustancia
Bebida alcohólica
Destilado
Color Olor Punto de ebullición
Paso 7: Análisis de datos Observa con atención los datos obtenidos. 1. Elabora un gráfico de los puntos de ebullición versus sustancia, agregando a esos datos el punto de ebullición del agua (100 °C). Recuerda las instrucciones entregadas para la correcta elaboración de gráficos. Si no las recuerdas revisa la página 57 de la Unidad I. a. Compara los puntos de ebullición. ¿A qué conclusiones llegaste? b. ¿Qué pueden establecer respecto de los alcoholes? c. ¿Cómo crees que se puede determinar el grado alcohólico? ¿Qué métodos se usarían? 2. ¿Qué función cumple el tubo refrigerante en el proceso de destilación? 3. Explica técnicamente qué ha ocurrido durante el proceso de evaporación y qué relación tiene la comparación de los puntos de ebullición. 4. De acuerdo con tus conclusiones, ¿por qué se establece en este laboratorio como precaución mantener alejada la llama del mechero del matraz en el que reciben el destilado? Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados Para comunicar los resultados al curso y profesor(a) elabora un informe de laboratorio. Recuerda aplicar las instrucciones entregadas en la Unidad II, tema 1 para su confección.
Un proyecto de investigación permite responder a un problema práctico mediante el diseño, realización de un experimento y evaluación del resultado. Chequea cuáles de estos pasos ejecutas. Pasos de un proyecto de investigación 1. Identificar un problema. 2. Buscar información en diversas fuentes. 3. Planteamiento de una hipótesis. 4. Diseñar el experimento. 5. Realización del experimento. 6. Registrar datos. 7. Interpretar los datos. 8. Elaborar las conclusiones. 9. Evaluar los resultados. 10. Aplicar lo aprendido a situaciones nuevas.
Sí
A veces
No
145
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Éteres MÁS QUE QUÍMICA
El dietiléter o eteretílico fue empleado durante años como anestésico, hasta que se comprobó que, entre otras, producía severas inflamaciones en las vías respiratorias.
Son compuestos que se consideran derivados del agua (H – O – H) o del alcohol (R – OH), y cuando se sustituyen en ellos el hidrógeno (H) por cadenas carbonadas, generan la función éter R – O – R1. Donde R y R1 pueden ser cadenas alifáticas (R), aromáticos (Ar), y si ambas cadenas son iguales serán considerados éteres simétricos. Para nombrarlos se indican las cadenas carbonadas seguidas del sufijo -éter. Por ejemplo: 1. Ambas cadenas son idénticas. CH3CH2 – O – CH2CH3
Dietiléter.
Simétricos o o
2. Cadenas distintas. CH3 – O – CH2 CH2CH3
Metil - propiléter.
Asimétricos
o
Estos compuestos se caracterizan por presentar temperaturas de fusión y ebullición bajas respectos a los alcoholes y los fenoles, razón por la cual son gases a temperatura ambiente en su mayoría y cuando se encuentran en estado líquido, estos son muy volátiles. Los éteres se pueden obtener por reacción de condensación, en la que moléculas de alcohol en presencia de ácido sulfúrico (H2SO4) como catalizador se deshidratan de acuerdo con el siguiente mecanismo: R – CH2 – OH + R – CH2 – OH
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Aplicación.
146
H2 SO4
R – CH2 – O – CH2 – R + H2O
1. Determina el nombre correcto de los siguientes éteres: a. CH3OCH2CH3 b. CH3CH2OCH2CH3 2. Escribe la fórmula estructural condensada para: a. Dibutiléter. b. Etil - hexiléter. 3. Establezca las siguientes reacciones: a. Formación del dipentileter por reacción de condensación b. Reacción del pentanol con el etanol en ambiente ácido por presencia de ácido sulfúrico.
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Aldehídos Los aldehídos contienen el grupo funcional carbonilo (C = O). Éste se une al carbono terminal de una cadena y el enlace libre del carbono se une a un hidrógeno:
O R–C–H
Para nombrarlos se contabiliza el carbono del grupo funcional en la cadena y se cambia la terminación del alcohol (–ol) por –al. En cambio, cuando la función –CHO está unida a ciclo o aromáticos se emplea el sufijo “-carbaldehído”. Por ejemplo: 1. CH3 – CHO 2 1
Etanal
2. CHO – CH2 – CH2 – CHO 1 2 3 4
Butanodial
CHO
MÁS QUE QUÍMICA El metanal o formaldehído fue descubierto en 1867 por el químico alemán August W. von Hofmann. Actualmente es utilizado en adhesivos para la fabricación de placas de madera aglomerada.
3.
Ciclopentanocarbaldehido
Los aldehídos se obtienen por la oxidación de alcoholes, en la que se pierde un hidrógeno del grupo –OH y otro del carbono contiguo al grupo según el siguiente mecanismo:
H R–C–O–H
O R–C–H
H 1. Escribe el nombre correcto para: a. CH3CH2CH2CHO. b. CHOCH2CHO 2. Determina la fórmula de: a. 1,3,5 - ciclohexanotricarbaldehído. b. 1,3 ciclopentanodicarbaldehído. 3. Escribe la ecuación de oxidación del propanol que da origen a un aldehído.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Aplicación.
Cetonas Las cetonas R–CO–R1 presentan cadenas carbonadas (idénticas o distintas) unidas al grupo funcional carbonilo (CO). Para nombrarlas se consideran dos numeraciones distintas: 1. Enumerar contabilizando el carbono del grupo funcional dentro de la cadena y nombrar el compuesto reemplazando la terminación -o del hidrocarburo por -ona. 2. Considerar las cadenas como radicales, nombrando estos en orden alfabético seguido del sufijo -cetona. Si las cadenas que se unen al grupo funcional son iguales, se dice que la cetona es simétrica; por el contrario, si son distintas, se llama cetona asimétrica. O CH3 – C – CH3 Cetona simétrica
O CH3 – CH2 – C – CH3 Cetona asimétrica 147
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Nomenclatura
Compuestos
Nomenclatura
Considerando el grupo funcional parte de la cadena
CH3 – CO – CH3
O || CH3 – C – CH3 Propanona
CH3 – CH2 – CO – CH3
O || CH3 – CH2 – C – CH3 Butanona
Considerando radicales
O || CH3 – C – CH3 Dimetilcetona O || CH3 – CH2 – C – CH3 Etilmetilcetona
No se asigna nombre de esta forma, pues el carbono no se cuenta dentro de la cadena.
CO
C O Difenilcetona
En los aldehídos y en las cetonas, el carbono y el oxígeno del grupo carbonilo (C=O) tienen hibridación sp2 y se encuentran en el mismo plano que los otros dos sustituyentes (R) con ángulos de enlace de 120º.
R 120º H
H
120º C
O
120º
120º
H
120º C
O
120º Cetona
Aldehído
El oxígeno del grupo carbonilo tiene dos pares de electrones solitarios y, además, es más electronegativo que el carbono, lo que provoca una polarización del enlace C=O, generando carga parcial positiva sobre el carbono y negativa sobre el oxígeno. C
O
+
Dicha polaridad hace que los puntos de ebullición de aldehídos y cetonas sean más elevados por los de los hidrocarburos de masa molecular similar, debido a la interacción entre dipolos. En estos compuestos, además es imposible el enlace intermolecular entre sí por “puente hidrogeno”, razón por la cual las temperaturas de ebullición son menores que las de los alcoholes correspondientes. Sin embargo, si es posible que formen enlaces puente hidrógeno con el agua, lo que explica la solubilidad en el agua de aldehídos y cetonas de baja masa molecular y que disminuye conforme aumenta el número de carbonos en la cadena. 148
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Ambos compuestos se obtienen mediante oxidación suave y controlada de alcoholes, como muestran los siguientes ejemplos: Agente oxidante Aldehídos
R–CH2–OH Alcohol primario
H R–C =O Aldehído
*agente oxidante puede ser el dicromato de potasio (K2 Cr2 O7) o el agua oxigenada (H2O2) O Agente oxidante Cetonas R–OH–CH2–R1 R–C–R1 Alcohol secundario cetona
1. Establece el nombre correcto de los siguientes compuestos: a. CH3CH2COCH2CH3 b. CH3COCH2CH2CH2CH3 2. Determina la fórmula estructural plana de los compuestos: a. Dibutilcetona. b. Etilhexilcetona. c. Fenilpropilcetona. 3. Investiga: a. ¿Qué producto se obtiene de la oxidación de un alcohol primario y de uno secundario? Establece los mecanismos de reacción correspondientes. b. ¿Qué es la ozonólisis de alquenos y qué productos se forman? c. Explique el proceso de hidratación de alquinos para obtener cetonas.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Aplicación.
Ácidos carboxílicos Estos compuestos poseen el grupo funcional “ácido carboxílico”(R–COOH). Se caracteriza por presentar una importante polaridad debido al doble enlace C=O y al grupo hidroxílico (OH), que interaccionan mediante puentes de hidrógeno con otras moléculas como el agua, alcoholes u otros ácidos carboxílicos. 120º R
O
C 120º 109º 120º O H +
SABÍAS
QUE:
La hidrólisis de ésteres en medio básico se denomina saponificación, proceso clave en la fabricación de jabones.
Presentan altos puntos de ebullición, en comparación con otros hidrocarburos de masa molecular similar. Los 8 primeros ácidos carboxílicos (8 carbonos totales, saturados), son líquidos de olor fuerte y desagradable, mientras que los de mayor masa molecular son sólidos y de aspecto grasoso, razón por la cual son comúnmente “ácidos grasos”. La nomenclatura de los ácidos carboxílicos requiere contabilizar el carbono del grupo funcional dentro de la cadena principal, anteponer al nombre la palabra “ácido–“ y agregar al nombre del alcano el sufijo “-oico”. Por ejemplo: 149
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
MÁS QUE QUÍMICA El ácido metanoico denominado comúnmente “ácido fórmico”es producido en grandes cantidades por las hormigas (del latín formica) como medio de defensa al producir la sensación de urticaria.
1. H – COOH
Ácido metanoico
2. CH3 – COOH
Ácido etanoico.
3. CH3CH2CH2–COOH
Ácido butanoico.
4. COOH – CH2CH2CH2 – COOH
Ácido pentanodioico
COOH 5.
Ácido o-benzodioico COOH
Los ácidos carboxílicos pueden obtenerse en forma directa por la reacción de oxidación de aldehídos en medio ácido, según el mecanismo:
O R—C—H Aldehído
O K2Cr2O7
Medio ácido
R — C — OH Ácido carboxílico
o de alcoholes primarios, según el mecanismo de reacción:
O R — CH2 — OH Alcohol
K2Cr2O7 Medio ácido
R—C—H
O K2Cr2O7 Medio ácido
Aldehído
R — C — OH Ácido carboxílico
Otra reacción, característica de este tipo de compuestos, es la esterificación que ocurre al calentar un ácido orgánico en presencia de un alcohol, obteniendo como producto un éster.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Aplicación.
1. Determina el nombre de los siguientes compuestos: a. CH3CH2COOH b. COOHCH2COOH 2. Escribe la fórmula de los siguientes compuestos: a. Ácido propanoico b. Ácido heptanoico 3. Formule las siguientes reacciones químicas: a. Obtención del ácido hexanoico y del alcohol de dos carbonos a partir de un éster en medio ácido. b. Reacción del pentanoato de propilo con hidróxido de sodio. c. Obtención del ácido butanoico y del etanol por reacción de éster y agua en medio ácido.
150
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Ésteres Son compuestos que se forman al sustituir el hidrógeno de un ácido carboxílico por una cadena de hidrocarburos.
O
O
R—C
R—C O—H
O — R’ Éster
Ácido carboxílico
Para nombrarlos, se reconoce el radical enlazado al carbono del grupo –COO– al cual se le asigna la terminación “–ato”(contabilizando el carbono del grupo funcional), seguido del nombre del radical enlazado al oxígeno del grupo –COO–. Revisemos algunos ejemplos:
Fórmula
Estructura
Nombre
O CH3COOCH2CH3
2
CH3CH2CH2COOCH3
Etanoato
CH3 — C — O — CH2 — CH3
de etilo
1
O CH3 — CH2 — CH2 — C — O — CH3 4
3
2
Butanoato de metilo
1
Como se revisó anteriormente, los ésteres se obtienen principalmente por esterificación. Además, pueden ser descompuestos por sustancias ácidas o básicas, obteniéndose como producto un ácido carboxílico o su sal (respectivamente) y un alcohol, según los siguientes mecanismos: Medio ácido:
O R1 –C
+ O – R2
O H2O
R1–C
+ HO –R2 O–H
Ácido
Éster
Alcohol
Medio básico:
O R1 –C
+ O – R2
Éster
O MOH Base
R1–C
MÁS QUE QUÍMICA Muchos ésteres tienen olor característico, por lo cual son utilizados industrialmente para generar sabores y fragancias artificiales, como butanoato de metilo, olor a piña; metanoato de etilo, olor a frambuesa; etanoato de pentilo, olor a plátano; pentanoato de pentilo, olor a manzana; etanoato de octilo, olor a naranja.
+ HO – R2 O–M
Sal de ácido
Alcohol
Los ésteres en general son líquidos volátiles y de olores agradables, insolubles en agua. Es posible encontrarlos en muchas frutas, por ejemplo: 1. Butanoato de etilo, aroma característico de la piña. 2. Etanoato de etilo, aroma característico del plátano 3. Etanoato de bencilo, aroma característico del jazmín. 151
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Amidas Estos compuestos derivan de los ácidos carboxílico por sustitución del grupo -OH por un grupo amino: - NH2, - NHR o - NRR´, donde R y R´ representan cadenas hidrocarbonadas, dando origen a aminas primarias, secundarias o terciarias, respectivamente.
MÁS QUE QUÍMICA Las poliamidas forman parte muy importante del sistema fisiológico y participan en reacciones tan importantes como la síntesis de ADN, crecimiento y diferenciación celular.
O R1 – C – N – H H
O R1 – C – N – R2 H
O R1 – C – N – R2 R3
Amida primaria o sencilla
Amida secundaria o N– sustituida
Amida terciaria o N– disustituida
Para nombrar las amidas primarias se sustituye en el nombre del ácido del cual proviene la terminación “-oico”por “-amida”. Por ejemplo:
O CH3 — C — N — H
2
1
(CH3CONH2) Etanamida.
H En amidas sustituidas se debe especificar qué radical se enlaza al nitrógeno (N) del grupo amino anteponiendo la letra N. Por ejemplo:
O CH3CONHCH3 CH3 — C — N — CH3 2
1
2
1
(CH3CONHCH3) N – metiletanamida
H
Las amidas se pueden obtener por reacción química de ésteres, denominada amonolisis, en la que un éster reacciona con amoniaco (NH3), produciendo, además de la amida, un alcohol. El mecanismo de esta reacción es:
R–COOR’ Éster
NH3
+
Amoniaco
R–CONH2 + Amida
ROH Alcohol
En la hidrólisis de amidas (reacción con agua) se produce la sustitución en el grupo amido del -NH2 por el grupo -OH del agua, formando un ácido carboxílico y amoniaco de acuerdo con el mecanismo:
O R – C – NH2 + Amida
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Aplicación. 152
H2O Agua
O R – C – OH +
NH3
Ácido carboxílico Amoniaco
1. Determina el nombre correcto de: a. CH3CH2CH2CONH2 b. CH3CH2CONHCH2CH3 c. CH3CONCH3CH3 2. Representa mediante una ecuación química: a. Obtención del ácido etanoico y amoniaco por reacción del etanamida y agua. b. Obtención de la butanamida y el propanol por amonolisis.
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Aminas Se consideran derivadas del amoniaco (NH3), al sustituir uno y hasta tres de sus hidrógenos por radicales orgánicos. Dependiendo del número de H reemplazados, se pueden obtener:
..
..
N H
..
N R
N
H
R
R
R
H
R
R
Amina primaria
Amina secundaria
Amina terciaria
Las aminas primarias se nombran reemplazando la terminación “-o”del radical alquílico por “-amina”. Por ejemplo: CH3CH2NH2
Etilamina
En las aminas secundarias y terciarias, el radical con mayor cantidad de carbonos recibirá la terminación “-amina” y el o los otros se anteponen al nombre, indicando su enlace al nitrógeno del grupo funcional con el prefijo “N-“. Por ejemplo: CH3 CH3CH2NH2
CH3CH2NHCH2CH3
CH3NCH3
Etilamina
Dietilamina
Trimetilamina
Estos compuestos se caracterizan por presentan hibridación sp3 en el nitrógeno del grupo funcional y un par de electrones libres, lo que provoca una disposición tetraédrica de sus sustituyentes: ••
N
Presentan una baja masa molecular aquellas que se encuentran en estado gaseoso o líquido muy volátil, presentando olores “amoniacales”o a pescado.
1. Determina el nombre correcto de: a. CH3CH2CH2CH2NH2 b. CH3CH2NHCH3 c. CH3CH2NHCH2CH3
d.
NH
SABÍAS
QUE:
Las aminas primarias, secundarias o terciarias también son denominadas aminas sencillas, Nsustituidas o aminas simples y N-disustituidas, siendo estas últimas simples o mixtas, si los radicales son idénticos o distintos, respectivamente.
MÁS QUE QUÍMICA Entre las aminas importantes se contabilizan la urea como diamida (NH2CONH2), que se forma en el hígado de seres humanos y mamíferos como producto final del metabolismo y es eliminada a través de la orina. Asimismo, la adrenalina es una hormona “vasoactiva” estimulante del sistema nervioso, que es secretada en situaciones de alerta por las glándulas suprarrenales que contiene en su estructura un grupo amino.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Aplicación. 153
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Compuestos orgánicos polifuncionales Corresponde a compuestos que tienen más de un grupo funcional. Para nombrarlos se escoge el grupo con mayor prioridad de acuerdo con la Tabla de la página 139. El sufijo del nombre del compuesto corresponde al del grupo funcional de mayor prioridad; los demás grupos se citan como sustituyentes (prefijos). La cadena principal es la más larga que contenga a ese grupo funcional y se numera de tal forma que el grupo funcional principal reciba el índice más bajo posible. Si el grupo funcional principal ocurre más de una vez en el compuesto, la cadena principal será aquella que pase por el mayor número de ocurrencias de ese grupo. Observa los siguientes ejemplos: CH3 NH COOH Ácido 3-(metilamina) butanoico
3-alil-2,4-pentanodiona
3-etil-3-buten-2-ona
Usos actuales de los compuestos orgánicos A lo largo de la unidad haz visto ejemplos de la versatilidad de los compuestos orgánicos y de la inmensa gama de utilidades que se dan a estos. Desde la pirolisis del petróleo, procedimiento fundamental para fraccionar los hidrocarburos hasta la obtención de insumos para el hogar, como velas aromáticas, materias primas para la industria, por ejemplo la fabricación del plástico y base fundamental de la industria farmacéutica, por ejemplo la obtención de analgésicos, los compuestos orgánicos constituyen un recurso valioso para el ser humano. Revisemos algunos ejemplos: El ácido etanoico o ácido acético (CH3COOH) es empleado en la producción de plástico, como alimento (vinagre), fabricación de colorantes, insecticida, elaboración de varios productos farmacéuticos, puede obtenerse por: • Oxidación catalítica de los gases del petróleo. • Oxidación del etanal. • Reacción del alcohol metílico con monóxido de carbono El ácido ascórbico o Vitamina C, se encuentra naturalmente en frutas cítricas, caracterizándose por ser soluble en agua y en alcohol. Es empleado como antioxidante y preservativo de alimentos como por ejemplo la mantequilla, la leche, bebidas y vinos. OH HO
CH2
O
CH
O
Ácido Ascórbico HO
OH
En http://www.acienciasgalilei.com/qui/pdf-qui/iupac-form-organica.pdf visita para conocer más detalles de la nomenclatura de compuestos polifuncionales. 154
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Otro ejemplo, de uso cotidiano es el ácido cítrico (C6H8O7), también obtenido a partir de frutas cítricas como la naranja y el limón, es empleado como antioxidante en alimentos como los de conservas, leche, vinos, además de actuar como agente “quita manchas”del acero inoxidable y otros metales. Las velas aromáticas, actualmente usadas como elementos decorativos en nuestros hogares, pueden presentar en su composición algunos ésteres, compuestos de agradable olor, como por ejemplo el butanoato de bencilo cuyo aroma es el de las rosas. CH3
CH2
COO
CH2
Butanoato de bencilo
De acuerdo a los datos de la estructura de los diferentes grupos funcionales, construye modelos tridimensionales de las siguientes moléculas utilizando: rojo- O, blanco -H, negro -C, azul -N, verde-Cl. a. Triclorometano, usado como disolvente orgánico. b. Etano, alcohol presente en los vinos. c. Dietiléter, empleado durante muchos años como anestésico. d. Metano, compuesto utilizado como adhesivo en la fabricación de placas de madera aglomerada. e. Propanona o acetona, utilizada en la fabricación de plásticos, fibras, medicamentos entre otras sustancias. f. Acido etanoico (ácido acético), presente en el vinagre. g. Butanoato de etilo, éster presente en las piñas, otorgándole su olor característico. h. Metanomida, es un combustible que desprende humos tóxicos en caso de incendios. Para diseñar y elaborar los modelos considera las siguientes longitudes de enlace. Enlace C–H C–C C–O C=O
Longitudes de enlace 1,07 Å 1,54 Å 1,43 Å 1,23 Å
Enlace O–H C–N N–H C–Cl
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: -Clasificación. -Caracterización. -Formulación. -Elaborar modelos.
Materiales: • Fósforos o mondadientes. • Plasticina roja, blanca, negra, azul, verde. • Transportador.
Longitudes de enlace 0,94 Å 1.47 Å 0,98 Å 1,27 Å
155
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Polímeros Los polímeros (poli - muchas; mero - parte) son macromoléculas formadas por la unión de pequeñas moléculas denominadas monómeros. Se caracterizan por ser compuestos generalmente volátiles, de alta viscosidad (si son líquidos) y textura vidriosa o sólida. Pueden ser lineales si están formados por una cadena única de monómeros, o ramificados, al presentar más de una cadena.
MÁS QUE QUÍMICA El primer polímero 100% sintético obtenido fue la baquelita, preparada por el químico belga Leo Hendrik Baekeland en 1909 a partir del formaldehído y del fenol.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Investigación. - Aplicación.
MÁS QUE QUÍMICA Es altamente probable que tú y tu familia usen polímeros a diario; ejemplos de ellos son la lana y la seda, ambos polímeros naturales, utilizados en la elaboración de prendas de vestir.
Naturalmente se encuentran en los vegetales y animales; además, se producen sintéticamente mediante la polimerización por paso o en cadena. Estos últimos son comúnmente denominados plásticos por su facilidad para moldearlos y deformarlos. Así, podemos clasificar los polímeros de la siguiente manera: a. Polímeros naturales. b. Polímeros semisintéticos, que se obtienen por la transformación de polímeros naturales en sintéticos. c. Polímeros sintéticos.
1. Averigua los usos de diferentes polímeros naturales y sintéticos. 2. ¿Qué polímeros están presentes en las siguientes sustancias o cosas? - Papas para hacer puré. - Medias de nylon. - Carne de vacuno para hacer un asado. - El azúcar de la remolacha.
Aminoácidos Los aminoácidos son moléculas que contienen un grupo carboxilo (-COOH) y un grupo amino (NH2-), siendo su fórmula general NH2 - CH R - COOH, donde R es una cadena hidrocarbonada. H O
H
H N
C
H R
C O
Figura 27. Fórmula estructural de un aminoácido.
Existen 20 aminoácidos que son clasificados según las propiedades de su cadena lateral (R). Así tenemos: ácidos, como Asp y Glu; básicos, como, Lys, Arg e His; hidrófilos (polar) como Ser, Thr, Cys, Tyr, Asn y Gln, e hidrófobo (apolar) como Gli, Ala, Val, Leu, Ile, Met, Pro, Phe y Trp. Diez de ellos pueden ser sintetizados por el ser humanos y los otros, denominados esenciales, pues son los que el cuerpo humano requiere para construir las proteínas, que, a su vez, son la base de los tejidos, deben ser ingeridos mediante la dieta, como: Val, Leu, Ile, Phe, Tyr, Metm Thr, Lys, Arg e His. Sin embargo, hay otros que pueden desempeñar distintas funciones. A partir de ello, los aminoácidos se pueden clasificar en: codificables o universales y modificables o particulares, siendo los primeros aquellos que permanecen 156
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
como tal en las proteínas y los segundos, los obtenidos como resultado de diversas modificaciones químicas posteriores a la síntesis química de proteínas.
Nombre
Abreviatura
Estructura O
Isoleucina
OH
Ile H
NH2
O
Leucina
Leu
OH H
NH2
O
Lisina
Lys
NH2
OH H
NH2
O
S
Metionina
Met
OH
CH3 H
NH2
O
Fenilalanina
Phe
OH H
NH2 OH
Treonina
O
Thr
OH NH2
H O
Triptofano
OH
Trp N H
NH2
H
OH
Tirosina
O
Tyr
OH NH2
H O
Valina
Val
OH NH2
H
Sólo en niños O
NH
Arginina
Arg
OH
N
NH2
Histidina
H
NH2
H H N
His
O OH
N
NH2
H
Tabla 1. Aminoácidos esenciales.
En http://www.joseacortes.com/galeriaimag/biomoleculas/index.htm/ podrás encontrar la estructura de diversas moléculas de interés biológico. 157
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Proteínas Son macromoléculas de peso molecular elevado, formadas por aminoácidos unidos por enlaces peptídicos. Pueden clasificarse en dos grandes grupos: las proteínas simples (holoproteínas), que contienen sólo aminoácidos, y las conjugadas (heteroproteínas), que además de aminoácidos presentan un grupo prostético (parte de la estructura de la proteína que no está compuesta por aminoácidos, sino por otros elementos o estructuras químicas).
MÁS QUE QUÍMICA Las proteínas forman parte de la estructura básica de los tejidos (músculos, tendones, piel, uñas, etc.), además de cumplir funciones metabólicas y reguladoras, y ser la base de la estructura del ADN.
Los péptidos, estructura primaria de la proteína, están compuestos por la unión de aminoácidos por enlace peptídico, que es un enlace covalente formado entre el grupo carboxilo de un aminoácido y el grupo amino del siguiente, dando lugar al desprendimiento de una molécula de agua, tal como muestra la siguiente ecuación: R
O
R‘
O
NH2 – CH – C – OH + NH2 – CH – C – OH R
O
R‘
O
NH2 – CH – C – NH – CH – C – OH + H2O Enlace peptídico. Esta unión se puede repetir infinitas veces, generando cadenas de longitud y secuencia variables que han sido clasificadas convencionalmente como:
Fibras musculares.
a. Oligopéptidos: cadenas formadas por menos de 10 aminoácidos. - Dipéptidos: cadenas formadas por 2 aminoácidos. - Tripéptidos: cadenas formadas por 3 aminoácidos. - Tetrapéptidos: cadenas formadas por 4 aminoácidos. b. Polipéptidos: cadenas formadas por más de 10 aminoácidos. Cada péptido o polipéptido se suele escribir, convencionalmente, de izquierda a derecha, empezando por el extremo N-terminal, que posee un grupo amino libre, y finalizando por el extremo C-terminal, en el que se encuentra un grupo carboxilo libre, de tal manera que el eje o esqueleto del péptido, formado por una unidad de seis átomos (-NH-CH-CO-), es idéntico a todos ellos. Lo que varía de unos péptidos a otros, y por extensión de unas proteínas a otras, es el número, la naturaleza y el orden o secuencia de sus aminoácidos.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Investigación. - Aplicación.
158
1. Determina en qué alimentos puedes encontrar los aminoácidos esenciales que debemos consumir en la dieta. 2. ¿Qué sucederá si no se ingieren los alimentos que contienen aminoácidos esenciales? 3. Señala algunas fuentes de proteínas.
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
Lípidos Corresponden a un conjunto de moléculas orgánicas compuestas por carbono e hidrógeno y en menor cantidad oxígeno. Su característica principal es ser generalmente hidrofóbicos, es decir, insolubles en agua y solubles en disolventes orgánicos. Se denominan genéricamente grasas, aun cuando estas últimas son sólo un tipo de lípidos y no los representa en su total complejidad y función. Los lípidos son ésteres que se forman por la reacción de la glicerina y ácidos carboxílicos de cadena larga (ácidos grasos), tal como muestra el siguiente mecanismo: CH2OH
HOOC – R
CHOH
HOOC – R
CH2O – C –R O –3H2O
CH2OH
HOOC – R
Glicerina
Ácido Grasos
CHO – C – R O CH2O – C– R O Triglicéridos
En su estructura poseen una parte polar y otra gran parte apolar, lo que les permite actuar hidrofílicamente (con el agua) e hidrofóbicamente (con disolventes orgánicos). Esta característica hace a sus moléculas anfipáticas (con porciones hidrofóbicas e hidrofílicas). Entre las funciones de los lípidos se encuentran: energética - reserva de agua - producción de calor - estructural - informativa - catalítica. Se clasifican en: 1. Lípidos saponificables: que agrupan a los que contienen ácidos grasos en su molécula y producen reacciones químicas de saponificación y se subdividen en: a. Lípidos simples: Como grasas y ceras. b. Lípidos complejos: Entre ellos se encuentran los fosfolípidos y glicolípidos. 2. Lípidos insaponificables: corresponden a los lípidos que no poseen ácidos grasos en su estructura y no producen reacciones de saponificación. Entre ellos se encuentran: a. Terprenos: como retinoides, carotenos, tocoferoles. b. Esteroides: como esteroles, sales y ácidos biliares. c. Prostaglandinas: como el líquido seminal.
1. Explica químicamente cómo es posible que el jabón “limpie”. 2. Investiga la importancia biológica de las funciones que cumplen los lípidos en los seres vivos.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Investigación. - Aplicación. 159
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Carbohidratos Desde el punto de vista químico, los carbohidratos son aldehídos o cetonas polihidroxiladas, o productos derivados de ellos por oxidación, reducción o sustitución, que están formados por átomos de carbono, hidrógeno y oxígeno.
HO HO
OH
OH
Figura 28. Estructura de la ribosa.
Los carbonos de este tipo de compuestos se encuentran enlazados a grupos alcohólicos (-OH) y a un grupo cetónico (- C = O) o a un grupo aldehído (- CHO). Los carbohidratos se pueden clasificar en: 1. Monosacáridos simples: corresponden a aldehídos o cetonas polihidroxilados. Aquellos que presentan la función aldehído se denominan aldosas y los que contienen la función cetona, cetosas. Por ejemplo: CH2OH H C=O H – C – OH CH2OH
C=O HO – C– H H – C – OH H – C – OH CH2OH
Aldosa
Cetosa
2. Oligosacáridos: polímeros de hasta 20 unidades de monosacáridos mediante enlaces glicosídicos. Pueden hidrolizarse en monosacáridos. 3. Polisacáridos: formados por la unión de más de 20 monosacáridos simples. Dependiendo de la función que presenten, se subclasifican en: los de función de reserva, tales como el almidón, glucógeno y dextranos, y los de función estructural, tales como la celulosa y los xilanos.
160
TEMA 3: GRANDES MOLÉCULAS ORGÁNICAS Revista Científica
La principal fuente de energía Adaptación de http://www.zonadiet.com/nutricion/hidratos.htm Los carbohidratos también llamados glúcidos son los compuestos orgánicos más abundantes en la biosfera. Se pueden encontrar casi de manera exclusiva en alimentos de origen vegetal, aunque también en los tejidos animales, constituyendo la fuente de energía básica para las actividades celulares y, por ende, cumplen un rol fundamental en el metabolismo, razón por la cual es indispensable su presencia en la dieta diaria. Entre las funciones que los glúcidos cumplen en el organismo están las energéticas, de ahorro de proteínas, de regulación del metabolismo de las grasas y estructural. Energéticamente, los carbohidratos aportan 4 Kcal (kilocalorías) por gramo de peso seco, es decir, sin considerar el contenido del agua que puede contener el alimento. Cubiertas las necesidades energéticas, una pequeña parte se almacena en el hígado y músculos como glucógeno, el resto se transforma en grasas y se acumula en el organismo como tejido adiposo. Por ello, se recomienda que mínimamente se efectúe una ingesta diaria de 100 gramos de hidratos de carbono para mantener los procesos metabólicos, considerando además que si el consumo es insuficiente: - Se utilizarán las proteínas para fines energéticos, relegando su función plástica. - Las grasas se metabolizan anormalmente, acumulándose en el organismo cuerpos cetónicos, que son productos intermedios de este metabolismo, provocando así problemas (cetosis).
mencionar a la glucosa y la fructosa, que son los responsables del sabor, dulce de muchos frutos. Con estos azúcares sencillos se debe tener cuidado, ya que tienen atractivo sabor y el organismo los absorbe rápidamente. Su absorción induce a que nuestro organismo secrete la hormona insulina, que estimula el apetito y favorece los depósitos de grasa. Así, por ejemplo, el azúcar, la miel, el jarabe de almidón en maltosa (dos moléculas de arce (maple syrup), mermeladas, jaleas y glucosa). La maltosa, en la pared intestinal, golosinas son hidratos de carbono simples vuelve a ser trasformada en glucosa. y de fácil absorción. Estas mismas enzimas intestinales son las Los carbohidratos complejos son los encargadas de transformar a todos los polisacáridos, formas complejas de carbohidratos en monosacáridos, los que múltiples moléculas. Entre ellos se son absorbidos por el organismo pasando encuentran la celulosa, que forma la al hígado donde posteriormente serán pared y el sostén de los vegetales; el transformados en glucosa. Ésta pasa al almidón, presente en tubérculos como la torrente sanguíneo y llevada a las células patata, y el glucógeno, en los músculos e para ser oxidada (quemada). La que no es hígado de animales. quemada, se transforma en glucógeno, el cual se almacena en el hígado y en El organismo utiliza la energía proveniente músculos, mientras que el resto se de los carbohidratos complejos de a poco, transforma en grasa, que se acumula, por eso son de lenta absorción. Se los generando un aumento de peso corporal, encuentra en los panes, pastas, cereales, esto siempre y cuando se mantenga una arroz, legumbres, maíz, cebada, centeno, vida muy sedentaria y se ingiera más avena, etc. glucosa de lo que se gasta o quema, la que se depositará como grasa, ya sea entre los En la alimentación normal se deben órganos vitales, o bajo la piel. incorporar entonces carbohidratos simples y complejos, proteínas y lípidos además de Para la reflexión Habilidades a desarrollar: vitaminas y minerales. - Asociación.
La digestión de los carbohidratos complejos comienza en la boca a través de la saliva, la que descompone los almidones; luego en el estómago, donde gracias a la acción del ácido clorhídrico, la digestión continúa, y termina en el intestino delgado. Los carbohidratos simples son los Allí una enzima del jugo pancreático, monosacáridos, entre los cuales podemos llamada amilasa actúa y transforma el
- Aplicación.
1. ¿Es importante ingerir carbohidratos? 2. ¿Los carbohidratos siempre producen aumento de peso? 3. ¿Qué alimentos contienen carbohidratos? 4. De acuerdo con los datos entregados, ¿es conveniente que las personas diabéticas consuman altas dosis de carbohidratos en sus alimentos?
UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Revisemos lo aprendido: Tema 2 Desarrolla en tu cuaderno las siguientes actividades propuestas y revísalas junto a tu profesor(a) para establecer tu nivel de logro. I. Términos pareados: establece la asociación, anotando el número del grupo funcional en la fórmula condensada y el ejemplo que corresponde. Grupo funcional 1. Amida 2. Ester 3. Ácido 4. Amina 5. Alcohol 6. Haluro 7. Éter 8. Cetonas 9. Aldehído 10. Alquino
Fórmula condensada ____ R–C∫C–R ____ R–CO–R' ____ R–OH ____ R–COO–R' ____ R–COOH ____ R–NH2 ____ R–CONH2 ____ R–O–R' ____ R–X ____ R–CHO
Ejemplo ____ Pentanodiol ____ Propanodial ____ Pentanona ____ Dietiléter ____ Ácido hexanoico ____ Cloroetano ____ Pentanoato de metilo ____ Butanamida ____ Butino ____ Pentilamina
II. Determina el nombre correcto de los siguientes compuestos: 1. CH3 – CH2 – CHCI – CH2 – CH3 2. CHBr3 3. CH3 – CH2 – CH – CH = CH2 Cl 4. CH3 – CH2 – CHOH – CH3 5. CH3 – (CH2)3 – CH2 – O – CH2 – (CH2)3 – CH3 6. CH3 – CH2 – O – CH2 – CH2 – CH3 7. CH3 – CH2 – CHO 8. CH3 – CH2 – CH2 – CH3 O 9. CH3 – CH2 – C – CH2 – CH2 CH3 CH3 10. CH3 – CH2 – C – CH2 – CH3 COOH 162
III. Establece la fórmula estructural condensada de los siguientes compuestos: 1. 2, 2 - dimetil -3 - hexanol 2. 1, 2, 3, 4, 5, 6 - hexaclorociclohexano 3. 2 - fluorhexano 4. 3- cloro - 2, 2 - dimetilbutano 5. Dietiléter 6. Butilpropiléter 7. 2- hexenodial 8. 4- hexanona 9. Etilmetilcetona 10. Ácido etanodioico IV. Escribe la fórmula estructural condensada y el nombre del compuesto más sencillo en el que se pueden presentar cada uno de los nueve grupos funcionales. V. Clasifica los grupos funcionales de acuerdo con las siguientes características: a. Aquellos que sólo contienen H - C y O en su estructura. b. Aquellos que presentan N en su estructura. c. Aquellos que presentan el grupo carbonilo en su estructura. d. Propiedades físicas y químicas. VI. Escribe las ecuaciones químicas que representan las siguientes reacciones: a. Oxidación del heptanol. b. Reacción de eliminación del 1 - hexanol en medio ácido. c. Reacción de sustitución del 2 - pentanol con ácido clorhídrico (HCl). d. Amonolisis del etanoato de metilo. e. Obtención del dietiléter por condensación de alcohol por ácido sulfúrico. f. Oxidación del 2 - metil - 1 - propanol. g. Deshidrihalogenación del cloropropano en medio básico por NaOH. h. Esterificación del ácido pentanoico con propanol. i. Reacción de sustitución entre el ácido butanoico y el propanol. j. Oxidación del butanal en medio ácido. k. Reacción del butanoato de etilo con agua en medio ácido.
TEMA 2: GRUPOS FUNCIONALES
VII. Responde brevemente a. ¿Por qué los éteres se consideran derivados del agua o de un alcohol? b. ¿Cuál es la diferencia estructural entre los alcoholes primarios, secundarios y terciarios? c. ¿Cómo se obtienen los ésteres a partir de un ácido carboxílico? d. ¿Por qué las aminas se consideran derivadas del amoniaco? VIII. Relaciona los compuestos orgánicos con algunas aplicaciones en la industria, en el hogar y en la salud, marcando sí o no según corresponda. Aplicaciones de los compuestos orgánicos. 1. Se usa la aspirina (ácido acetilsalicílico) para aliviar los dolores de cabeza. 2. El benceno es un solvente orgánico empleado en la industria. 3. Las bolsas de polietileno se emplean como materiales aislantes. 4. Los recipientes plásticos son utilizados, en el hogar y en la industria, para almacenar sustancias. 5. Los solventes orgánicos se pueden mezclar con el agua. 6. Los jabones son productos para eliminar las grasas de las manos. 7. El aceite puede utilizarse para preparar alimentos en el hogar. 8. La mantequilla puede ser de origen animal o vegetal. 9. El éter etílico se empleaba como anestésico. 10. El alcohol etílico se emplea en la fabricación de vinos, cervezas y licores. 11. El formaldehído se usa en la fabricación de placas de madera aglomeradas. 12. Las esencias utilizadas en la elaboración de jaleas son ésteres. 13. La sacarosa se obtiene de la industria azucarera. 14. La cera de abejas es un tipo de lípido.
Sí / No
Autoevaluación Sé honesto(a) al responder. Sólo tu sabrás estas respuestas, y tu resultado te permitirá revisar aquellos aspectos que consideras que no han sido completamente logrados. Recuerda marcar con una X el casillero que mejor representa el estado actual frente a los aprendizajes esperados. Logrado (L): Has logrado plenamente. Medianamente Logrado (ML): Has logrado parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar algunos aspectos. Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje, debes seguir trabajando para hacerlo. Aspecto a evaluar L ML PL Caracterizo los grupos funcionales en compuestos orgánicos. Puedo identificar el grupo carbonilo en los diferentes grupos funcionales orgánicos que lo contienen en su estructura. Conozco las reglas de nomenclatura para nombrar compuestos que contienen grupos orgánicos. Reconozco propiedades estructurales y modos de reacción de los distintos grupos funcionales estudiados. Puedo indicar algunos usos de los distintos grupos funcionales estudiados. He aprendido habilidades de observación, razonamiento e investigación, así como las de exposición y comunicación de resultados experimentales o de indagación. Aplico la creatividad en la formulación de preguntas e hipótesis. Reconozco el nombre de los principales grupos funcionales orgánicos aplicando reglas simples de nomenclatura y represento sus fórmulas, indicando además algunos de sus usos. Reconozco algunas aplicaciones comunes de compuestos orgánicos industriales, domésticos y farmacéuticos relevantes.
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UNIDAD 3: QUÍMICA ORGÁNICA
Síntesis de la Unidad 3 Se presentan a continuación conceptos fundamentales, estudiados en esta Unidad, que debes usar para completar el mapa conceptual. Polisacáridos - nucleótidos - anillo y grupo funcional - alifático - saponificables - homocíclicos - aminoácidos amida - alimento - carbohidratos - aldehídos - saturados - alquenos - oligosacáridos - alcohol - cetona - polímero sintético - proteínas - aminas - anillos distintos - alicíclicos - alcanos - benceno - insaturados - heterocíclicos ácidos nucleicos - disacáridos - lípidos - ácidos grasos - alquinos - éster - ácidos carboxílicos - antracenos naftaleno. Carbono da origen a Hidrocarburos
Grupos funcionales
Macromoléculas orgánicas pueden ser
se clasifican en Éter (1)
(5)
Cíclicos
Aromáticos
Plásticos
(22)
por ejemplo
Polímeros naturales
(23)
se clasifican en
(14) pueden ser (2)
(4)
(27)
Cicloalcanos
(15)
(7)
están (3)
(6)
(9)
se clasifican en
(10)
Alquinos (11)
(16)
Haluros
(17)
(18)
pueden ser
están (24) formadas por
(25)
(26)
Esenciales
su unidad básica son
se obtienen a partir de los
Monosacáridos
(28) No esenciales
están formados por
(34)
que al unirse forman (32) (29)
(8) (19) (12)
son producidos por el
(30)
Glicerol se clasifican en
(20) (13)
Cuerpo humano
(31)
(33)
(21) Insaponificables
164
FICHA 3 FECHA:
H3C H3C–CH=C–CH=CH–CH CH3 CH3 3,3,6 trimetil dihexeno. 1,1,4 trimetil hexeno. 1,1,4 trimetil hexadieno. 3,6 dimetil 2,4 heptadieno. 2,5 dimetil 3,5 heptadieno.
2. La molécula de cloroformo tiene la siguiente conformación: CH Cl3. De ella se deduce que: a. Hay 4 enlaces covalentes polares. b. La valencia del cloro en la molécula es 7. c. El hidrógeno se enlaza al carbono mediante “puente de hidrógeno”. d. El estado de oxidación del cloro es -3. e. La valencia del carbono es 6. 3. El producto de la siguiente reacción es:
CH3 H3C–C=CH–C=CH2 + 2 HBr CH3 a. b. c. d. e.
/
NOMBRE:................................................................................
1. El nombre IUPAC para la siguiente estructura es:
a. b. c. d. e.
/
2,4 dibromo 2,4 dimetil pentano. 3,5 dibromo 2,4 dimetil pentano. 2,4 dibromo 3,5 dimetil pentano. 2, 2, 4, 4 tetrabromo pentano. 2,4 dimetil 2 bromo penteno.
4. El p-cloro fenol tiene fórmula general: a. C6H5OCl b. C6H6OCl2 c. C6H7OCl2 d. C6H6OCl e. C6H5O2Cl 5. El compuesto orgánico CH3 - CH2 - O - CH2 - CH3 presenta una cadena: a. Alifática, saturada, homogénea y normal. b. Cíclica, insaturada, heterogénea y ramificada. c. Abierta, insaturada, heterogénea y normal. d. Alifática, saturada, heterogénea y normal. e. Alifática, aromática, normal e insaturada.
6. La fórmula molecular CnH2n corresponde a: I. Cicloalcanos. II. Alcanos. III. Alquenos. Lo correcto es a. sólo I b. sólo II c. sólo III d. sólo I y II e. sólo I y III 7. Al hacer reaccionar un ácido carboxílico con un alcohol, se obtiene un compuesto orgánico que se caracteriza por poseer el grupo funcional: a. b. c. d. e.
- CONH -O- CHO - CO - COO -
8. El polietileno utilizado en la fabricación de bolsas de plástico presenta un monómero llamado etileno, que es un gas. Esto permite afirmar que: a. El polímero tiene idénticas propiedades que el monómero que lo forma. b. Todas las insaturaciones del monómero se mantienen en el polímero. c. El monómero mantiene sus características dentro del polímero. d. El estado físico del monómero debe ser el mismo del polímero. e. Las características del polímero son muy distintas a las del monómero que lo forma. 9. Cierto compuesto tiene fórmula molecular C3H8O. Este puede ser un: a. Alcohol o un éter. b. Aldehído o una cetona. c. Alcohol o una cetona. d. Éter o un aldehído. e. Alcohol o un aldehído. 10. Polimerización, fermentación y saponificación son procesos químicos de cuyas reacciones resultan, respectivamente: a. b. c. d. e.
Teflón, propanotriol y etanol. Teflón, etanol y glicerol. Alcohol etílico, teflón y propanotriol. Etanol, glicerol y teflón. Glicerol, teflón y etanol.
FOTOCOPIABLE
Camino a...
UNIDAD 4 Disoluciones Introducción Cuando alguien te indica “mezcla esto con aquello”, sabes que se refiere a la unión de dos “sustancias” en un espacio común. En artes, por ejemplo, más de alguna vez debiste “mezclar” colores para obtener otro distinto o cambiar el tono original y “sin querer” ya estabas “haciendo” química. En alguna ocasión tuviste que mezclar el color amarillo con el azul para conseguir el verde. La pregunta es… ¿desaparecieron los colores originales?, ¿qué sucedió con el amarillo y el azul cuando se obtuvo el color verde? En otras mezclas, por ejemplo, cuando a la leche o al yogurt le agregas tu cereal favorito, ¿puedes observar con claridad que los cereales no han “desaparecido”?, y si esos cereales son de chocolate, ¿qué color adquiere la leche? Existe una amplia gama de mezclas y éstas pueden ser homogéneas, cuando no se puede establecer la proporción de los componentes a simple vista, o heterogéneas, cuando se pueden diferenciar las sustancias que componen la mezcla. Son las mezclas homogéneas denominadas “Disoluciones” el objeto de estudio de esta Unidad.
Estudiarás en esta Unidad: • Disoluciones químicas. • Concentraciones químicas. • Propiedades coligativas. • Ácidos y bases.
Al finalizar esta Unidad se espera que aprendas a: • Comprender el concepto de disolución para valorar sus propiedades y utilidad.
• Conocer los conceptos de ácidos y bases y asociarlos a la comprensión de fenómenos de la vida diaria.
• Determinar la concentración de diferentes disoluciones.
• Conocer la propiedad de las disoluciones amortiguadoras del pH y valorar su importancia para la vida.
• Reconocer el mol como una unidad de carácter atómico, aplicable a cálculos químicos. • Conocer los principios básicos de la estequiometría y aplicarlos a las reacciones en disolución. • Valorar la importancia de las propiedades coligativas de las disoluciones para la comprensión de fenómenos comunes asociados a dichas propiedades.
• Valorar el conocimiento científico en la comprensión de fenómenos de la vida diaria. • Aplicar habilidades científicas en actividades experimentales.
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UNIDAD 4: DISOLUCIONES
TEMA 1 Disoluciones químicas Estudiarás en este tema:
• Concepto de mol. Preparación de disoluciones molares de distinta concentración y con diferentes solutos. • Estequiometría y realización de cálculos estequiométricos en disoluciones. • Propiedades coligativas y su relación con situaciones de la vida cotidiana.
Los compuestos químicos pueden “unirse” para reaccionar o mezclarse. En el primer caso, las propiedades cambiarán para dar origen a nuevas sustancias totalmente distintas a las iniciales; en cambio, al mezclarse se obtienen productos cuyas propiedades son similares a las de las sustancias iniciales o a la suma de ellas. Como nos muestra el siguiente organizador conceptual que debes completar:
Átomos de un mismo se presentan
Rompimiento de enlaces
en ellas NO hay
que
tipo forman son forman
al unirse dan origen a en ellas Reacciones hay Mezclas químicas pueden ser se presentan por
Y para comenzar... 1. Observa con atención las siguientes imágenes:
2. Responde: a. ¿Cuál de las fotografías representa una reacción y cuál una disolución? b. ¿Cuáles son los criterios que aplicaste para clasificar las fotografías? c. ¿Puedes saber su concentración? Explica. d. ¿Qué diferencias puedes indicar entre una reacción química y una disolución? 168
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Disoluciones
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos: - Ensayos para reconocimiento de disoluciones. Introducción Las mezclas están presentes en la gran mayoría de las actividades que realizamos de manera cotidiana. A continuación, prepararás diferentes tipos de mezclas, las que podrás clasificar aplicando tus conocimientos. Lee con mucha atención y luego realiza la experiencia propuesta.
Habilidades a desarrollar: - Observación. - Clasificación.
Las mezclas, como ya se ha revisado, se forman por la unión de dos o más compuestos, pudiendo dar origen a dos tipos: las heterogéneas y las homogéneas o disoluciones. Las mezclas heterogéneas, llamadas suspensiones y coloides, se pueden separar mediante la aplicación de técnicas sencillas gracias a las propiedades físicas y químicas que presentan. En este laboratorio en particular, la característica empleada será “el tamaño de las partículas”. Las suspensiones presentan sustancias cuyo diámetro es mayor a 10–5 cm y se pueden separar empleando la filtración y la centrifugación, mientras que los coloides presentan diámetros menores al señalado, pero mayores a 10–7 cm, separados por extracción. Paso 1: La observación Como hemos visto en las actividades experimentales de la unidades anteriores, la observación es de vital importancia para el desarrollo del trabajo científico, no sólo porque a partir de esta habilidad surge un cuestionamiento científico, sino porque, además, con su práctica durante el diseño experimental es posible obtener información relevante para dar respuesta a la pregunta de investigación. Observa con atención las mezclas preparadas y practica esta habilidad durante el diseño experimental para clasificar las mezclas. Paso 2: Preguntas de investigación Antes de comenzar con la práctica experimental, responde: a. ¿Cuáles de las mezclas preparadas son homogéneas y cuáles heterogéneas? b. ¿Cuáles con las características de las mezclas homogéneas y de las heterogéneas que harán posible su clasificación? c. ¿Cuáles son las diferencias entre una mezcla homogénea y una heterogénea? Paso 3: Formulación de hipótesis Responde cada una de las preguntas de investigación que te orientarán en el desarrollo de esta actividad, pues así, ya tendrás tus hipótesis de trabajo.
Materiales • Cuatro vasos plásticos. • Cuatro vasos de vidrio. • Papel filtro o, en su defecto, toalla nova. • Espátula o una cuchara pequeña. • Lámpara. • Un círculo de 20 cm de diámetro de cartulina española negra. • Arena. • Embudo de vidrio o de plástico. • Tijeras. • Un cono de cartulina española negra, de 30 cm de alto. Reactivos • Dos litros de agua destilada. • Dos cucharadas soperas de azúcar. • Un sobre de jugo en polvo. • 20 mL de aceite.
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UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Paso 4: Diseño experimental Primera parte: preparación de mezclas 1. En cuatro vasos plásticos dispón 20 mL de agua. 2. Al primero, agrega una punta de espátula o cuchara de azúcar y disuelve agitando. 3. En el segundo vaso, agrega una punta de espátula o cucharada de arena y disuelve. 4. En el tercer vaso, una punta de espátula de jugo en polvo y disuelve. 5. En el cuarto vaso, agrega 20 mL de aceite y revuelve. Observa las mezclas, copia en tu cuaderno la tabla de resultados y completa la primera columna de la tabla de registro de la información.
Procedimiento para realizar la prueba de la transparencia.
Montaje para realizar una filtración.
CUIDA EL AMBIENTE: Una vez terminada la actividad, elimina los residuos en el basurero y deja tu puesto de trabajo limpio.
Experiencia 1: filtración 1. Pon un trozo de papel filtro o tres cuadrados de toalla nova uno sobre el otro y con el embudo invertido marca un círculo; luego, córtalo. 2. Dobla el círculo de papel o toalla nova en cuatro, ábrelo por el centro formando un “cucurucho”. Dispón el cucurucho dentro del embudo y humedécelo con agua destilada para que se pegue a la pared del embudo.
3. Dispón el embudo en un soporte universal y bajo él un vaso de vidrio limpio. 4. Sobre el filtro (embudo con papel) agrega la mitad de la primera mezcla y guarda la otra mitad para la Experiencia 2. 5. Repita este procedimiento con cada una de las mezclas preparadas. Registra tus observaciones respecto a la limpieza del líquido obtenido y del papel filtro y completa la tabla de resultados. Experiencia 2: prueba de transparencia “Dependiendo del tamaño de las partículas, la luz traspasa la disolución”. 1. Dispón la segunda mitad de la mezcla de agua con azúcar en un vaso de vidrio. 2. Sobre la lámpara encendida pon el cono de cartulina. 3. Coloca el vaso que contiene la mezcla sobre el haz de luz que sale del cono y sobre éste el círculo de cartulina negro. 4. Observa la cantidad de luz que traspasa la mezcla. 5. Repite esta experiencia con cada una de las mezclas preparadas y de acuerdo con tus observaciones completa la tabla resumen. Paso 5: Registro de observaciones En cada uno de los procedimientos registra tus observaciones.
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TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos Ordena tus observaciones en la siguiente tabla: Mezcla
Observación Primera parte
Experiencia 1: filtración
Experiencia 2: transparencia
Agua con azúcar Agua con aceite Agua con arena Agua con jugo
Paso 7: Análisis de los resultados De acuerdo con los resultados obtenidos, responde las siguientes preguntas: 1. Clasifica las cuatro mezclas como homogéneas, heterogéneas coloidales o de suspensión, según corresponda. 2. ¿Qué criterios utilizaste para establecer la clasificación de las mezclas? 3. ¿Cuál de ellas es una disolución? Justifica tu elección. 4. ¿Cuál de los dos métodos (filtración o prueba de transparencia) te parece más efectivo para clasificar las mezclas? Justifica tu respuesta. 5. De acuerdo con tus observaciones, enumera tres características de cada tipo de disolución. Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados Establece la conclusión de tu trabajo y elabora un panel informativo para comunicarlo. Si no recuerdas las indicaciones para elaborarlos, observa la página 101 de la unidad 3, tema 1. Paso 9: Evaluación del trabajo realizado Evalúa el trabajo realizado así como el nivel de logro alcanzado respecto a los objetivos propuestos. Comparte con tu grupo las siguientes preguntas, luego transfórmalas en indicadores que puedan ser evaluados usando la simbología +, ± y –. Aspectos por evaluar Todos los integrantes se preocuparon de leer las habilidades por desarrollar durante la actividad. Todos los integrantes fueron responsables durante el trabajo desarrollado. La actividad propuesta nos permitió desarrollar la habilidad de investigar. Todos tuvimos una actitud de respeto en la práctica experimental. La actividad propuesta nos permitió desarrollar las habilidades de observar y clasificar.
+
+–
–
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UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Disoluciones Como se ha mencionado con anterioridad, existen dos tipos de mezclas, las heterogéneas, en las que sus componentes no están uniformemente distribuidos y conservan sus propiedades individuales, clasificadas como coloides y suspensiones, y las homogéneas, en las que los componentes no pueden observarse a simple vista y, por ende, cada porción de la mezcla posee las mismas propiedades, denominadas comúnmente disoluciones químicas. Una disolución es una mezcla homogénea, uniforme y estable, formada por dos o más sustancias denominadas genéricamente “componentes”, entre los cuales no hay una reacción química. Uno de sus componentes se denomina soluto (fase dispersa), y corresponde a aquella sustancia que está en menor proporción, y el otro disolvente (fase dispersante), que es aquel que se presenta en mayor cantidad. Las disoluciones químicas en las que el disolvente es agua se denominan “disoluciones acuosas”. Así, matemáticamente se puede expresar una disolución como: DISOLUCIÓN
=
SOLUTO
+
DISOLVENTE
MÁS QUE QUÍMICA La sangre es una mezcla heterogénea, específicamente una suspensión, que al centrifugarse se divide en dos partes: la inferior, correspondiente a los glóbulos rojos, glóbulos blancos y plaquetas, y la superior, al plasma. Este último además es un coloide, del que es posible obtener por métodos físicos la extracción, las proteínas y el suero.
Figura 1. Disolución de una limonada formada a partir de jugo de limón y agua.
La relación antes expuesta es válida cuando se hace referencia a la masa de la disolución. Por ejemplo, cuando mezclas 250 g de agua con 20 g de jugo de limón se formará una disolución con una masa total de 270 g. Las disoluciones se caracterizan por presentar una sola fase, es decir, sus componentes son invisibles a simple vista, razón por la cual estos pueden separarse por cambios de fase, es decir, evaporación, fusión, condensación, solidificación, siempre y cuando sus puntos de ebullición y fusión sean distintos.
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TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Tipos de disoluciones Las disoluciones se pueden clasificar empleando los siguientes criterios:
Criterios de clasificación son Estado del disolvente (B) reconocen los siguientes tipos Sólido
Líquido
Relación proporcional entre soluto (A) y disolvente (B)
Tipo de soluto (A) son
reconocen los siguientes tipos
Gaseoso
Insaturada No electrolíticas
Electrolíticas
Saturada El estado del soluto puede ser cualquiera para cualquiera de los disolventes.
Sobresaturada
Considerando el estado del disolvente, se establece el estado de la disolución, es decir, si el disolvente es líquido, la disolución también se considera líquida, independiente del estado del soluto. Algunos ejemplos de disoluciones, según el estado del disolvente se muestran en el siguiente cuadro resumen:
Estado de la Disolución
Estado del Disolvente
Estado del Soluto
Líquido
Líquido
Líquido Gas Sólido
Gas
Gas
Sólido
Sólido
Líquido Gas Sólido Líquido Gas Sólido
Ejemplo Cloro doméstico Bebidas de fantasía Agua de mar Leche con chocolate Neblina Aire Humo Amalgamas Hidrógeno en paladio Aleación de bronce (cobre con estaño) o de acero.
Usando como criterio la relación proporcional entre soluto y disolvente, se establecen: 1. Disoluciones insaturadas o no saturadas: corresponden a las disoluciones en las que el soluto y el disolvente no están en equilibrio a una temperatura determinada, es decir, el disolvente podría admitir más soluto y disolverlo.
173
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
2. Disoluciones saturadas: son aquellas en las que el soluto y el disolvente están proporcionalmente en equilibrio respecto a la capacidad de disolver a una temperatura dada, es decir, al agregar más soluto al disolvente, este último no sería capaz de disolverlo.
SABÍAS
QUE:
El “cloro”de uso doméstico es una disolución acuosa de hipoclorito de sodio, es decir, una mezcla homogénea en la que la mayor cantidad es agua y la menor el compuesto NaClO.
3. Disoluciones sobresaturadas: tipo de disolución inestable, en la que la cantidad de soluto es mayor que la capacidad del disolvente para disolverlo a una temperatura establecida, es decir, el soluto está presente en exceso y se precipita hasta el fondo del recipiente que lo contiene.
Soluto
Disolvente
Soluto
Disolvente Soluto
Disolvente
Figura 2. Comparación de disoluciones insaturadas, saturadas y sobresaturas.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Predicción. - Aplicación. - Investigación.
Responde a las siguientes preguntas y justifica tu respuesta: 1. En el envase de algunos jugos en polvo se indica “disolver en un litro de agua”. a. Si se sigue esta indicación, ¿qué disolución se formaría? b. Al no respetar las indicaciones de la preparación y disolver en 2 L de agua, ¿qué tipo de disolución se formaría? c. ¿Cuándo tendrías una disolución insaturada o sobresaturada? 2. ¿Qué harías para que el jugo preparado en medio litro de agua alcanzara la saturación? 3. ¿Qué método emplearías para separar una disolución de agua y alcohol? 4. Si te sirven té y le agregas tres cucharadas de azúcar y justo en ese momento te informan que el líquido ya tenía dos cucharadas de azúcar, ¿qué haces para evitar el exceso de azúcar sin botar el té? 5. ¿Cuándo emplearías la filtración como método de separación de mezclas? 6. Investiga qué sucede en las disoluciones cuando cambian la temperatura, la presión, la agitación y estado de agregación de sus componentes. 7. En las siguientes situaciones, predice qué factor está involucrado en las disoluciones: a. Una bebida de fantasía puede desvanecerse al dejarla destapada. Este efecto se ve disminuido al tapar el envase. b. Para beber todo el contenido de un jugo sobresaturado debe moverse el vaso en forma circular e ingerir todo de una sola vez. c. Se muelen las papas para lograr una mezcla suave cuando se prepara un puré.
En http://www.educared.net podrás encontrar más información sobre las mezclas y disoluciones. 174
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Solubilidad Se denomina solubilidad a la capacidad de una determinada sustancia para disolverse, a partir de lo cual se establece que las soluciones saturadas alcanzan la solubilidad, las sobresaturadas la sobrepasan, mientras que las insaturadas no la alcanzan. Comúnmente, este término se utiliza para designar cualitativamente la disolución y cuantitativamente la concentración. Se expresa como la cantidad de gramos de soluto disueltos por cada 100 g de disolvente a una temperatura determinada de acuerdo con la siguiente fórmula: Solubilidad
=
masa de soluto · 100 masa de disolvente
Factores que alteran la solubilidad La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, pues para que exista disolución ambos componentes deben tener polaridades semejantes. Por ejemplo, el agua es un compuesto polar que disolverá con facilidad sustancias polares. Este factor se denomina “naturaleza del soluto y del disolvente”. Otros factores que afectan la solubilidad son: 1. Temperatura: al aumentar la temperatura de la disolución se facilita el proceso de disolución del soluto. Las siguientes curvas de solubilidad explican el efecto de la temperatura sobre la solubilidad de sustancias como nitrato de plata (AgNO3), nitrato de sodio (NaNO3), nitrato de potasio (KNO3), cloruro de sodio (NaCl) y cloruro de potasio (KCl). S
AgNO3
140 120
NaNO3
100
KNO3
80 60
KCI
40 NaCI 20 0 20
40
60
Figura 3. Gráfico de la solubilidad de algunas sustancias por efecto de la temperatura.
80 100 t/ºC
2. Presión: este factor es apreciable en disoluciones que tienen un soluto en estado gaseoso, en las que aumenta la solubilidad del soluto proporcionalmente al incremento de la presión aplicada. 3. Agitación: la agitación es directamente proporcional a la solubilidad al aumentar la interacción del soluto (fase dispersa) con el disolvente (fase dispersante). 4. Estado de agregación: mientras más disgregado se presente el soluto, mayor será su solubilidad en el disolvente. 175
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Concentraciones en disoluciones Cuantitativamente es posible determinar la concentración de las disoluciones, es decir, la relación proporcional entre soluto (A) y disolvente (B) o disolución (AB). Concentraciones porcentuales En ellas se establece la relación soluto-disolución en diferentes magnitudes y unidades. Corresponden a: porcentaje masa-masa, porcentaje masavolumen y porcentaje volumen-volumen.
Concentración porcentual Definición
Fórmula Ejemplo
Masa/masa % m/m
Masa/volumen % m/V
Volumen/volumen % V/V
Es la masa de soluto (A) en gramos (g) presente en 100 gramos (g) de disolución (AB).
Es la masa de soluto(A) en gramos (g) presente en 100 milílitros (mL) de disolución.
Es el volumen de soluto (A) en milílitros (mL) en 100 milílitros (mL) de disolución (AB).
% m = mA · 100 m mAB
% m = mA · 100 V VAB
% V = VA · 100 V VAB
10 % m/V corresponde a 10 gramos de soluto en 100 milílitros de disolución.
15 % V/V corresponde a 15 milílitros de soluto que se disuelven en 85 milílitros de disolvente para formar una disolución de 100 milílitros.
5 % m/m corresponde a 5 gramos de soluto que se disuelven en 95 gramos de disolvente, resultando 100 g de disolución.
Tabla 1. Resumen de las unidades de concentración porcentual.
Ejemplos: 1. ¿Cuánta agua es necesaria para preparar una solución acuosa de sal al 5% m/m? • Se debe interpretar que el disolvente es el agua; por lo tanto, el otro componente es el soluto, en este caso, la sal. • La definición indica “masa de soluto en gramos presentes en 100 gramos de solución”. Aplicada al valor 5 % m/m, obtenemos que: “5g de sal están presentes en 100 g de disolución”. • Como hemos revisado, AB = A + B, es decir, la disolución es igual a la suma de sus componentes. Si AB = 100 g, A = 5 g, ¿cuánto vale B? Tenemos: 100 g = 5 g + B, al despejar B es igual a 95 g. Por lo tanto, al disolver 5 g de sal con 95 g de agua, obtendrás una disolución 5% m/m. En http://www.educared.net/aprende/anavegar4/comunes/premiados/D/627/ velcidad/index_velocidad.html encontrarás una imagen interactiva que expone en tres dimensiones cómo los factores antes mencionados alteran la solubilidad. 176
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
2. El almíbar es una disolución concentrada de azúcar disuelto en agua. ¿Qué concentración expresada en % m/m, se tiene al mezclar 50 g de azúcar en 250 g de agua? Disolución
300 g almíbar
%m/m =
mA · 100 mAB
Disolvente
250 g de agua +
%m/m =
50 g · 100 300 g
Soluto
50 gramos de azúcar
%m/m = 16,66
3. ¿Qué cantidades de agua y sal se deben mezclar para obtener una disolución acuosa 7% m/v cuya densidad es 1,2 g/mL? • Por los datos entregados se reconoce al agua como el disolvente y a la sal como el soluto. • Por definición, sabemos que 7 g de sal están en 100 mL de disolución. • Las magnitudes de A y AB son distintas. El soluto (A) está medido en masa y la disolución (AB) en volumen, por lo cual no es posible restar los datos para obtener teóricamente el valor del volumen de agua necesario. Sin embargo, al conocer la densidad de la disolución se aplica el concepto y relación de densidad. Densidad (d) =
SABÍAS
QUE:
El suero fisiológico es una disolución acuosa de concentración aproximada a 0,85% m/m de cloruro de sodio (NaCl), que es utilizado en el tratamiento de personas que sufren deshidratación severa.
masa (m) volumen (V)
Para conocer la masa de AB, se tiene: dAB = 1,2 g/mL mAB = x VAB = 100 mL x 100 mL x = 1,2 g/mL · 100 mL = 120 g 1,2 g/mL =
• Se conocen entonces las masas de A y de AB, con lo cual es posible determinar la masa del disolvente B aplicando la fórmula: mAB = mA + mB 120g = 7 g + mB Despejando: 120 g –7 g = 113 g
MÁS QUE QUÍMICA La diabetes de tipo 2 se genera por la dificultad del cuerpo para producir suficiente cantidad de la hormona llamada insulina (o para usarla), provocando un desajuste en la concentración de azúcar (glucosa), pues dicha hormona actúa como una “llave”que regula el paso de la glucosa a las células.
• Por lo tanto, al disolver 7 g de sal en 113 g de agua, se obtendrá una disolución 7% m/V. El agua de mar tiene una concentración de 3,3 % m/V de cloruro de sodio o sal común. Esta tiene más de trece mil aplicaciones, pues además de ser utilizada para el consumo humano es empleada en la industria; entre otras cosas, para la fabricación de vidrio, jabón, plásticos, pinturas, hule sintético, cosméticos, pilas eléctricas, medicamentos y la conservación de pieles.
En http://www.museorancagua.cl encontrarás información respecto al proceso de extracción de sal en Cahuil en “Colecciones permanentes”, sala 2: Oficios relacionados con la minería y la metalurgia. 177
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
4. ¿Cuál es el % m/V de una disolución acuosa de 400 mL que contiene 40 g de soluto?
Disolución
SABÍAS
% m = mA · 100 V VAB
400 mL
% m = 40 g · 100 V 400 mL
QUE:
El agua de mar es una disolución acuosa de concentración aproximada 3,3% m/v de cloruro de sodio (NaCl).
Soluto
% m = 10 g/mL V
40 g
5. ¿Qué volumen de alcohol se debe agregar a 50 mL de agua para obtener una disolución de 70 mL y cuál será su % v/v, considerando para este caso que los volúmenes son aditivos? VA = x; VB= 50 mL y VAB= 70 mL VA = VAB – VB= 70 mL – 50 mL = 20 mL
Disolución
% V VA · 100 = V VAB
Disolvente
% V 20 mL = · 100 V 70 mL
Soluto
% V = 28,57 V
Por lo tanto, el volumen de alcohol es de 20 mL, que corresponden al soluto (A) y el agua al disolvente (B).
Concentraciones molares SABÍAS
QUE:
El proceso de disolución de una sustancia puede ser endotérmico o exotérmico. Un aumento de temperatura favorece la disolución en los procesos endotérmicos, y una disminución de temperatura favorece la disolución en los procesos exotérmicos.
• En ellas se establece la relación soluto-disolución o disolvente, en diferentes magnitudes y unidades. Corresponden a: molaridad y molalidad. • La magnitud empleada en este tipo de concentraciones es la “cantidad de sustancia”, cuya unidad es el “mol”.
Concentraciones molares Definición
Fórmula Ejemplo
Molaridad (M) Es la cantidad de soluto (A) expresada en mol presente en un litro (L) de disolución (AB),
Molalidad (m) Es la cantidad de soluto (A) medida en mol que se encuentra disuelta en la masa de disolvente medido en un kilógramo.
nA VAB
n mb = mA B
1 M corresponde a un mol de soluto contenido en un litro de disolución.
1 m es equivalente a tener un mol de soluto disuelto en un kilógramo de disolvente.
M=
Tabla 2. Resumen de las concentraciones molares.
En http://www.scielo.sa.cr/scielo.php?pid=S025329482002000100008&script=sci_arttext encontrarás ejemplos de concentraciones molares. 178
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
1. Como hemos visto, la temperatura afecta la solubilidad de las sustancias en forma directamente proporcional. En la siguiente tabla se observa el efecto de la temperatura en la solubilidad de sales en agua:
Compuestos Cloruro de sodio NaCl Nitrato de sodio NaNO3 Nitrato de potasio KNO3 Yodato de potasio KIO3 Yoduro de sodio KI
0 ºC 357 730 133 47 1270
20 ºC 360 880 316 81 1440
Temperaturas 40 ºC 366 1040 639 128 1600
60 ºC 373 1240 1100 185 1760
80 ºC 384 1480 1690 250 1920
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Resolución de problemas. - Interpretarción de datos.
Tabla 3. Solubilidad de algunas sustancias a distintas temperaturas.
a. Elabora un gráfico solubilidad versus temperatura. b.¿Cuál de las sales posee mayor solubilidad a 25 ºC y cuál menor a la misma temperatura? c. ¿Cuál de las sales posee mayor solubilidad a 55 ºC y cuál menor? 2. Determina el % m/m de una disolución preparada al mezclar 30 g de agua con 50 g de leche. 3. Calcula el % V/V de una disolución de 400 mL que contiene 50 mL de un soluto X. 4. Establece el % m/V de una disolución acuosa de 200 mL que presenta 30 g de cloruro de sodio como fase dispersa. 5. ¿Cuál es la cantidad de agua necesaria para preparar un jugo de concentración de 5% m/m si el sobre contiene 30 g? 6. ¿Cuántos gramos de azúcar se deben disolver en 20 mL de agua para obtener un almíbar de concentración 10% V/V? 7. ¿Qué cantidad en gramos de leche en polvo se deben disolver para obtener un litro de disolución de concentración 7% m/V? 8. ¿Cómo prepararías una disolución acuosa 5 molar, si un mol de sustancia tiene una masa de 52 gramos? 9. ¿En qué se diferencian dos disoluciones distintas pero de igual concentración? Por ejemplo, una disolución de sacarosa 7 molar y una de sal 7 molar, considerando que la masa molecular de la sacarosa es 342 g/mol y la sal es 58 g/mol. 10. ¿Qué cantidad de soluto y de disolvente está presente en una disolución de 3 molal? 11. ¿Cómo prepararías una disolución acuosa de 9 molal? 12. ¿Cómo puedo obtener la sal que contiene un litro de agua de mar? 13. Si nuestra sopa ha quedado salada, ¿qué debemos hacer para poder consumirla? 14. ¿Qué quiere decir que un vino tiene un 7% en volumen de concentración? 15. ¿Una moneda de un euro es una disolución? 16. ¿Por qué no puedo utilizar la filtración para separar los componentes de un perfume? 179
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Cantidad de sustancia y número de átomos Se define el mol como la cantidad de sustancia que contiene la misma cantidad de partículas que átomos hay en 0,012 kg del isótopo de carbono – 12 (C–12). En términos sencillos, el Ph D. Anthony Carpi indica: “El mol representa un número. Tal como el término docena se refiere al número 12, el mol representa al número 6,02 · 1023”, número tan alto, que comparativamente -continúa el Ph D. Carpi- “una docena de huevos se convierte en una rica tortilla, mientras un mol de huevos puede llenar todos los océanos de la tierra más de 30 millones de veces”.
Amadeo Avogadro (1776 - 1856) fue un físico y químico italiano, profesor de Física en la universidad de Turín en 1834. Inventó el Número de Avogadro.
Comúnmente, cuando se hace referencia al número de objetos en un mol, se habla del número de Avogadro, que recuerda al profesor italiano Amadeo Avogadro, quien en 1811 propuso que “los mismos volúmenes de gases diferentes a la misma temperatura, contenían igual número de moléculas”, gracias a lo cual en 1861 el italiano Stanislao Cannizzaro desarrolló un grupo de masas atómicas para los elementos conocidos en esa época, camparando las masas de iguales volúmenes de gas. Trabajo que finalmente fue la base fundamental del científico austriaco Josef Loschmidt, quien en 1895 calculó el tamaño de una molécula en cierto volumen de aire, introduciendo definitivamente el concepto del mol y estableciendo su importancia como unidad de carácter atómico. Así, una muestra de cualquier elemento con masa igual a la masa atómica en gramos contiene precisamente un mol de átomos. Por ejemplo: la masa atómica del hidrógeno (H) señala 1,00794, que se lee en gramos, por lo tanto, el H tiene una masa aproximada de 1 gramo que es equivalente a un mol de átomos de hidrógeno; por ello, la lectura correcta de la masa atómica para el H es: 1 g/mol, lo que significa: 1 mol del elemento H
Stanislao Cannizzaro (1826 - 1910) fue un químico italiano que resolvió las confusiones surgidas acerca de las masas moleculares y atómicas.
contiene
6,023 · 1023 átomos de H
masa
1g
Podemos establecer, en general, que la masa molar (M) es: “la masa en gramos de un elemento, correspondiente a 1 mol del mismo”, lo que matemáticamente se expresa como: M=
m n
o
bien, n =
m M
donde M = masa molar; m = masa en gramos; n = cantidad de sustancia
En http://www.quimicaweb.net/calculadoramm/calculadora_mm.html podrás encontrar una “calculadora molecular” en la cual comprobar los ejercicios. 180
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Esta relación se puede establecer para cualquier elemento de la Tabla periódica y para cualquier cantidad de moles de esos elementos. Estudiemos algunos ejemplos: 1. Calcula la masa equivalente a 2 moles de sodio: - La Tabla periódica señala que la masa molar (M) del Na es 23 g /mol, lo que se puede expresar como MNa = 23 g/mol. Esto significa que en 1 mol de Na de masa 23 g existen 6,02 · 1023 átomos de Na. Datos:
MNa = 23
g mol
mNa = x nNa = 2 moles Reemplazando: 23 g x = 1 mol 2 moles 23 g · 2 mol x= 1 mol x = 46 g por tanto:
mNa = 46 g
La aplicación de la masa molar (M) resulta muy útil para el mundo científico, al tener presente que no existen medios mecánicos o prácticos que permitan determinar en forma exacta la cantidad de sustancia de un elemento y, mucho menos, el número de átomos presentes en una determinada masa. Sin embargo, es relativamente fácil con la ayuda de una balanza establecer la masa de las sustancias. Pero ¿cómo sabemos cuántos moles y átomos existen en esa masa? Observa y sigue con atención el segundo ejemplo. 2. En el laboratorio se masan 7 gramos de potasio (K). Establece a cuántos moles corresponden y qué cantidad de átomos existen en esa masa. Datos:
39 g mol mK = 7 g nK = x NEEK = x MK =
Reemplazando: 39 g 7g = 1 mol x x = 7 g · 1 mol 39 g x = 0,17 mol por tanto:
nK = 0,17 mol
Es decir, 7 g de K corresponden a 0,17 mol. 181
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Para obtener NEEK se sabe que 1 mol de cualquier elemento contiene 6,02 · 1023 átomos, entonces, ¿cuántos átomos existen en 0,17 mol de potasio? 1 mol de K = 0,17 mol de K 23 x 6,02 · 10 átomos
SABÍAS
QUE:
El número de átomos presentes en una sustancia se denomina número de entidades elementales (NEE).
23 Al despejar, x = 0,17 mol de K · 6,02 · 10 átomos 1 mol
NEEK = 1,02 · 1023 átomos Sabemos, por las unidades anteriormente estudiadas, que en la naturaleza existen moléculas formadas por agrupaciones de átomos. Para calcular su masa molar (M), se suma la masa de cada uno de sus constituyentes, que además han sido multiplicados por la cantidad presente en la molécula. Por ejemplo: ¿Cuál es la masa molar del agua (H2O)? H 2O = H 2 + O = H · 2 + O · 1 Ahora se busca en la Tabla periódica la masa molar de cada elemento químico. MH =
1g mol
y
MO =
Reemplazando, M =
16 g mol
1g 16 g ·2+ ·1 mol mol
M H 2O =
18 g mol
En síntesis, la importancia de la medida de la cantidad de sustancia (mol) radica básicamente en la posibilidad de tener una medición de carácter atómico del comportamiento de diferentes reacciones químicas, y en el caso particular de esta unidad, de las disoluciones.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Resolución de problemas. - Interpretación.
182
1. El fluoruro de sodio (NaF) es un componente fundamental en las pastas dentales, gracias a él se evita la aparición de caries. a. De acuerdo a su fórmula, ¿cuál es su masa molar? 2. Según lo que has aprendido, por qué la cantidad de sustancia debe expresarse en la unidad de “mol”. a. En un dentífrico común existen 0,15 g de este compuesto, ¿a cuántos moles equivale esta masa? b. ¿Cuántas moléculas (entidades elementales) existen en la cantidad de masa del dentrífico? 3. Si tienes 5 moles de Na y 5 moles de F: a. ¿Equivalen a la misma masa? b. ¿Presentan el mismo número de átomos?
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Preparación de disoluciones molares
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos: - Concentraciones molares. Introducción Preparar disoluciones de concentración exacta es una de las técnicas de laboratorio más importantes en la industria química. ¿Te imaginas lo que sucedería si la mezcla de los ingredientes de una bebida gaseosa fuera al azar? Paso 1: La observación Observa con atención la lista de materiales solicitados y determina para qué se utilizarán cada uno de ellos. Paso 2: Preguntas de investigación ¿Qué cantidades de agua e hidróxido de sodio (NaOH) se debe emplear para preparar 250 mL de una solución 1,5 M y 250 mL de otra 0,1 M? Paso 3: Formulación de hipótesis Señala una hipótesis para la pregunta de investigación planteada. Paso 4: Diseño experimental Experiencia 1: Preparación de disolución acuosa de NaOH 1,5 M. 1. Con la ayuda de la espátula y el vidrio reloj, procede a masar la cantidad de NaOH necesaria. 2. En el matraz de aforo agrega una pequeña cantidad de agua destilada con la ayuda del embudo de decantación. 3. En un vaso pp limpio, agrega otra pequeña porción de agua y sobre ésta el NaOH masado. Con la varilla de vidrio disuelve el soluto. 4. Deposita el contenido del vaso pp en el matraz de aforo empleando el embudo analítico. 5. Con la pisceta (que contiene agua destilada) enjuaga el vaso pp en el cual disolviste el soluto. Realiza también este “enjuague” del matraz de aforo y procede a agitar suavemente para disolver y homogeneizar la disolución. 6. Completa el contenido del matraz hasta el aforo empleando la pisceta. 7. Repite los pasos 1 al 6 para preparar una disolución acuosa de NaOH 0,1M. Experiencia 2: Comparación de concentraciones La fenolftaleína es un indicador que alerta sobre la presencia de bases cambiando de incolora a fucsia; en este caso, detecta la presencia del NaOH. 1. En dos vasos pp, dispón 30 mL de agua y 20 gotas de fenolftaleína en cada uno. Disuelve agitando circularmente y coloca sobre hojas blancas. 2. En el vaso número 1, agrega 5 gotas de la disolución 1,5 M. En el vaso número 2, agrega 5 gotas de la disolución 0,1 M. 3. Registra tus observaciones mirando desde arriba la coloración de las disoluciones. 4. Añade al segundo vaso las gotas necesarias para igualar el color del primero.
Habilidades a desarrollar: - Resolución de problemas. - Predicción. - Preparación de disoluciones. Materiales • Dos matraces de aforo de 250 mL. • Una varilla de vidrio. • Tres vasos precipitados de 250 mL. • Un vidrio reloj. • Un embudo analítico. • Una bureta. • Un gotario. • Una espátula. • Dos hojas oficio blancas. Reactivos • 20 g de hidróxido de sodio (NaOH). • Fenolftaleína. • 500 mL de agua destilada.
PRECAUCIÓN: El NaOH es una base fuerte que en contacto directo con la piel produce dolorosas quemaduras. Recuerda trabajar con cuidado y consultar a tu profesor o profesora si tienes dudas en el trabajo experimental.
183
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Paso 5: Registro de observaciones Registra las observaciones del procedimiento experimental en tu cuaderno. Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos Ordena las observaciones y datos en la siguiente tabla. DATOS Y OBSERVACIONES
Disolución 1,5 M
Disolución 0,1 M
Cantidad de sustancia de NaOH Masa de NaOH Volumen de Agua Color con fenolftaleína
CUIDA EL AMBIENTE: Una vez terminada la actividad, entrega a tu profesor o profesora los matraces con las disoluciones preparadas. Elimina las muestras de los vasos pp en el desagüe, procurando agregar una cantidad de agua suficiente una vez eliminadas. Deja además tu lugar de trabajo limpio.
Paso 7: Análisis de datos 1. Registra los cálculos realizados para obtener la masa de NaOH necesaria para preparar la primera y segunda disolución. 2. Explica brevemente por qué se produce la diferencia de color entre los vasos que contienen la disolución de fenolftaleína y la misma cantidad de gotas de cada disolución. 3. ¿Por qué es necesario seguir agregando gotas al segundo vaso para igualar el color del primero en la prueba de comparación? Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados Escribe en tu cuaderno las conclusiones respecto a: 1. La forma de preparar con mayor exactitud posible una disolución. 2. Los beneficios y debilidades de los materiales o instrumentos utilizados. 3. Los posibles errores experimentales que influyen en la exactitud de la concentración. Paso 9: Evaluación del trabajo realizado Comparte con tu grupo las siguientes preguntas que guiarán una conversación respecto a las conductas que favorecen el éxito del trabajo realizado y aquellas que pudieron eventualmente poner en riesgo el logro del objetivo; asimismo, sobre los aprendizajes que han obtenido. 1. ¿Hicimos la actividad considerando todas las precauciones? 2. ¿Fuimos respetuosos(as) de las indicaciones del texto o de las entregadas por el profesor(a)? 3. ¿Cada uno de los integrantes del equipo fue responsable con las tareas asignadas? 4. ¿Qué aprendimos en esta actividad? Tomar conciencia de la propia construcción de conocimientos, sirve para planear, controlar y evaluar el desarrollo que tienen sobre las responsabilidades y tareas que deben realizar. Para ello se debe reflexionar y preguntarse, ¿qué conozco del tema de las disoluciones hasta ahora? ¿conozco el significado de soluto, disolvente, solubilidad, concentración, mol, disoluciones molares? ¿Cómo puedo relacionar esta información con lo cotidiano? ¿Qué conclusiones puedo sacar hasta el momento?
184
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Cálculo de la concentración de disoluciones molares Así, por ejemplo, una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl) 2 molar, 2 mol/L o 2M señala que existen 2 moles de HCl en un litro de disolución, en la que el disolvente (B) es el agua. Ejemplos: 1. Calcula la molaridad de una disolución acuosa de 2,5 litros que contiene 3 moles de soluto. n M= A VAB Volumen de la disolución (VAB)
2,5 L
Concentración del soluto (nA)
3 moles
M = 3 moles 2,5 L M = 1,2 mol L M = 1,2 Molar
SABÍAS
QUE:
En el cálculo de concentraciones porcentuales se emplean unidades específicas como gramos (g) o milílitros (mL) y no otras. Por ello, si en un ejercicio se presentan masas en kilogramos (kg) o volúmenes en litros (L), debes transformarlas hasta obtener las unidades correspondientes. 1 L = 1.000 mL 1 mL = 1 cm3 1 kg = 1.000 g
1,2 M
2. Determina la molaridad de una disolución de 3 L que contiene 348 g de cloruro de sodio (NaCl) como soluto. Volumen de la disolución (VAB) 3L Masa del soluto (mA)
nA VAB mA nA = MNaCl M=
348 g de cloruro de sodio
MNaCl = MNa + MCl 23 g + 35 g mol mol 58 g MNaCl = mol MNaCl =
nA = 348 g 58 g mol nA = 6 moles M = 6 moles 3L M = 2 moles L M = 2 Molar 2M
El agua de mar ocupa el 95 por ciento del planeta. Ésta es una disolución formada por varios solutos, cuya salinidad y la composición química varia de un mar a otro, no obstante se estima que entre sus componentes comunes se encuentran el cloruro de sodio (NaCl), cloruro de magnesio (MgCl2), sulfato de sodio (Na2SO4), cloruro de calcio (CaCl2), bicarbonato de sodio (NaHCO3), fluoruro de sodio (NaF), entre otros.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Resolución de problemas. - Interpretación de datos. - Aplicación.
1. ¿Cuál es la masa molecular de las sales disueltas en el agua de mar? 2. En un litro de agua de mar existen 24 g de cloruro de sodio, cuál es molaridad. 3. Se estima que la concentración molar del cloruro de magnesio es 0,053 M. Según ese dato que masa de la sustancia existen en 2 litros de agua de mar. 4. Si 0,2 g de bicarbonato de sodio corresponden a una concentración 4 M, ¿cuántos litros de agua de mar son? 185
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Cálculo de la concentración de disoluciones molales Se entenderá entonces que una disolución 4 molal, 4 mol/kg o 4 m, contiene 4 moles de soluto en 1 kg de disolvente. Ejemplos: 1. Calcula la molalidad de una disolución preparada al mezclar 4 kg de agua como disolvente con 0,14 moles de ácido clorhídrico como soluto.
m= Masa del disolvente (mB)
4 kg de agua
0,14 moles de ácido clorhídrico
Concentración del soluto (nA)
nA mB
0,14 moles 4 kg moles m = 0,035 kg m=
0,035 m
2. Determina la molalidad de una disolución preparada al mezclar dos gramos de bicarbonato de sodio (NaHCO3) en 20 gramos de agua.
SABÍAS
QUE:
Además de la molaridad (M) y la molalidad (m) existe una tercera unidad de concentración molar denominada normalidad (N), cuya fórmula relaciona los equivalentes (eq) de soluto (A) en el volumen de la disolución (VAB ). Además, cuando las concentraciones son muy pequeñas de soluto (en trazas) en disolución, es común el empleo de expresiones como partes por millón (ppm), partes por billón (ppb) y hasta partes por trillón (ppt).
Datos: mb mNaHCO 3 mH O 2 MNaHCO 3 MNaHCO 3
nNaHCO3
mH
2O
= = = = =
x 2g 20 g Na · 1 + H · 1 + C · 1 + O · 3 23 · 1 + 1 · 1 + 12 · 1 + 16 · 3 = 84 g mol mNaHCO 3 = 2 g = 0,023 moles = MNaHCO 84 g 3 mol = 20 g; expresada en kilógramos es: 1 kg = x 1000 g 20 g
x
= 1 kg · 20 g = 0,02 kg 1000 g
mb
=
mb
=
nNaHCO mH
3
2O
=
0,023 moles = 1,15 molal 0,02 kg
1,15 m
En www.fisicanet.com.ar/quimica encontrarás ejemplos del cálculo de la molaridad y la molalidad. 186
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Dilución de las disoluciones Es importante señalar que las disoluciones experimentan procesos de dilución, es decir, teniendo una concentración ya establecida, se agrega mayor cantidad de disolvente para alcanzar menores concentraciones. Esto se calcula aplicando la fórmula: M1 · V1 = M2 · V2 Donde M1 V1 M2 V2
= = = =
molaridad inicial de la disolución. volumen inicial de la disolución. molaridad final de la disolución. volumen final de la disolución.
Ejemplos: 1. A 10 mL de una disolución acuosa de cloruro de sodio (NaCl) 5 M se agregan 10 mL más de agua. ¿Cuál será la nueva concentración de la disolución? M1 = 5 M V1 = 10 mL = 0,01 L M2 = x V2 = 20 mL = 0,02 L Reemplazando en M1 · V1 = M2 · V2 5 M · 0,01 L = x · 0,02 L x = 5 M · 0,01 L = 2,5 M 0,02 L
MÁS QUE QUÍMICA La homeostasis es definida por Canon (fisiólogo de la Universidad de Harvard) como “el mantenimiento del equilibrio interno y la tendencia a la estabilidad en la composición fisicoquímica de todos los fluidos corporales, con independencia del medio externo”, lo que está directamente relacionado con la concentración de los diversos fluidos, en cuya regulación intervienen la presión osmótica, la excreción del amonio y la temperatura. Tres factores íntimamente relacionados con la regulación del agua.
x = 2,5 M
2. ¿Cuánta agua se debe agregar a 250 mL de una disolución de jugo de frambuesas 7 M para que alcance una concentración 6,5 M? M1 = 7 M V1 = 250 mL = 0,25 L M2 = 6,5 M V2 = x 7 M · 0,25 L = 6,5 M · x x = 7 M · 0,25 L = 0,269 L 6,5 M
Por lo tanto, deben agregarse 20 mL para completar el volumen de 270 mL.
x = 270 mL 3. Si se tiene una disolución acuosa de ácido clorhídrico 12 M y se necesita preparar dos litros de la misma disolución pero de concentración 6 M, ¿qué cantidad del ácido se debe disolver? M1 = 12 M V1 = x M2 = 6 M V2 = 2 L 12 M · x = 6 M · 2 L x=6M· 2L =1L 12 M
Es decir, se debe tomar un litro de disolución 12 M para dos litros de disolución 6 M.
x = 1000 mL
187
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Estequiometría La importancia de la magnitud “cantidad de sustancia”y su unidad “mol”no es propia de las disoluciones, sino también de las reacciones químicas. La estequiometría deriva del griego “stoicheion”, que significa elemento, y dice relación directa con la medición de estos, es decir, la determinación cuantitativa que se establece entre compuestos que reaccionan. En las disoluciones no se produce rompimiento y formación de enlaces, en cambio, en las reacciones químicas sí. Entonces, ¿por qué estudiar estequiometría en este tema? Básicamente, porque un gran porcentaje de las reacciones químicas ocurre en una disolución. La reacción química se entiende como la transformación de una o más sustancias iniciales denominadas reactantes en una o más sustancias finales llamadas productos, las que son representadas mediante ecuaciones químicas de la forma general: A+B Reactantes
C+D Productos
Las reacciones químicas transcurren bajo la ley de Conservación de la Materia de A. Lavoisier, que establece: “en el Universo nada se crea, ni se destruye, sólo se transforma”. Esta ley postula un hecho fundamental que durante años fue una incógnita: ¿qué pasaba con la masa de algunas reacciones químicas?, pues la masa inicial y final aparentemente no eran la misma. Un ejemplo muy simple de este hecho sería el siguiente: Una hoja de papel de masa 0,1 gramos, luego de quemarlo, sus cenizas alcanzan apenas los 0,07 gramos. ¿Qué ha sucedido con la masa?... Exacto… El gas emanado por la reacción representa los 0,03 gramos faltantes. En una ecuación química se emplean los “coeficientes estequiométricos”, números que ajustan la ecuación, dejando la misma cantidad de elementos reactivos y productos. Por ejemplo, la combustión del metano (CH4) libera dióxido de carbono (CO2) y agua (H20) según la ecuación que representa el proceso: CH4(g)
+
O2(g)
CO2(g)
+
H2O(g)
Ahora bien, al contabilizar los elementos en los reactantes y luego en los productos, encontraremos grandes diferencias, por ejemplo:
INDICADORES Reacción química Estado físico de las sustancias Subíndices de las fórmulas Nº de átomos Comparación del número de átomos
188
REACTANTES CH4(g) + O2(g) gaseoso CH4(g) + O2(g) 1C + 4H + 2O 1C 4H 2O
= = =
PRODUCTOS CO2(g) + H2O(g) gaseoso CO2(g) + H2O(g) 1C + 3O + 2H 1C 2H 3O
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Como observas, los subíndices de las fórmulas químicas señalan proporciones mínimas de cada una de las sustancias que de ser modificadas podrían alterar la naturaleza y tipo de compuesto. En este caso no cumplen con la ley de conservación de masa. Razón por la cual deben ajustarse al usar los coeficientes estequiométricos. De acuerdo con lo anterior, en una ecuación química es posible establecer y modificar los coeficientes estequiométricos hasta alcanzar el equilibrio o balance de masas, es decir, igualar la cantidad de elementos en reactantes y productos, empleando dos métodos: 1. El primero se denomina “método de tanteo”: consiste en probar diferentes coeficientes estequiométricos hasta lograr balancear la ecuación. Para desarrollarlos se identifican primero las cantidades de cada elemento presentes en reactantes y productos y luego se buscan los números que los igualen por multiplicación. En este método se recomienda equilibrar en primer lugar los elementos distintos al hidrógeno y al oxígeno, dejando estos para el final. Por ejemplo:
Reacción química
CH4(g) + O2(g)
CO2(g) + H2O(g)
Coeficientes estequiométricos
CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + H2O(g)
CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + 2H2O(g)
Comparación del número de átomos
1C
=
1C
4H
=
4H
4O
=
4O
En las fórmulas químicas se identifican dos números, los subíndices y los coeficientes estequiométricos. Sólo se pueden modificar los coeficientes estequiométricos que permiten ajustar las ecuaciones químicas entre reactantes y productos.
SABÍAS
QUE:
Antoine-Laurent de Lavoisier (1743 -1794), químico francés, es considerado el creador y “padre”de la química moderna por sus estudios sobre oxidación de los cuerpos, el fenómeno de la respiración animal, análisis del aire y la conservación de la masa. En 1754 empezó sus estudios en la escuela de elite “College Mazarin”. Estudió, además de Ciencias Naturales, Derecho.Y entre sus múltiples actividades escribió el “tratado elemental de química”. Se dedicó a la inspección nacional de las compañías de fabricación de pólvora y a la recaudación de impuestos, cargo por el cual fue guillotinado al producirse la Revolución francesa.
Mientras que los subíndices (g), (l), (s) hacen referencia al estado de la materia en el cual reacciona el compuesto; la simbología (ac) hace referencia a su presencia en una disolución acuosa. 2. Otro método empleado es el “algebraico”, consistente en establecer un sistema de ecuaciones en el que el primer coeficiente estequiométrico es el 1 y reconocer los coeficientes estequiométricos, en adelante “incógnitas”, a las que arbitrariamente denominaremos x, y, w, z según la siguiente distribución:
Reacción química
CH4(g) + O2(g)
CO2(g) + H2O(g)
Coeficientes estequiométricos
x CH4(g) + y O2(g)
Al contabilizar los elementos
C = 1x
=
C = 1w
H = 4x
=
H = 2z
O = 2y
=
O = 2 w + 1z
w CO2(g) + z H2O(g)
En http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/esteq.html puedes encontrar más información sobre la estequiometría, además de desarrollar ejercicios y resolver problemas de esta área de la química.
SABÍAS
QUE:
El metano (CH4) se obtiene de la descomposición orgánica. En Chile su fuente más común son los vertederos.
189
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Suponiendo que x = 1, se despejan las otras incógnitas. Remplazando en la ecuación de C se obtiene: 1·1=1·w w=1 Reemplazando en la ecuación para H se obtiene: 4·1=2·z z=2 Reemplazando los valores obtenidos, en la ecuación para el O se obtendrá: 2·y=2·1+1·2 y=2 Al reemplazar en la ecuación química los valores de x, y, w y z se tiene: Coeficientes estequiométricos 1CH4(g) + 2O2(g)
1CO2(g) + 2H2O(g)
Como en química los coeficientes estequiométricos y subíndices de valor 1 no se escriben, expresamos: Coeficientes estequiométricos CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + 2H2O(g)
Los coeficientes estequiométricos pueden tener varias lecturas, denominadas relaciones. Entre ellas: a. Molar: Indica cantidad de moles presentes. b. Ponderal: Que permite establecer la masa de los moles presentes empleando la MM y el número de moles presentes (m = n / MM). La sumatoria de los reactantes y lo productos debe ser idéntica. c. Volumen: Válida sólo para sustancias gaseosas que se comportan idealmente, en las mismas condiciones de temperatura y presión. Analicemos nuestro ejemplo anterior:
Relaciones CH4(g) + 2O2(g) estequiométricas
CO2(g) + 2H2O(g)
Molar
1 mol + 2 moles
1 mol + 2 moles
Ponderal
1 mol · MCH + 2 moles · MO
=
1 mol · MCO + 2 moles · MH
1 mol · 16 g/mol + 2 mol · 32 g/mol
=
1 mol · 44 g/mol + 2 mol · 18 g/mol
16 g + 64 g
=
44 g + 36 g
80 g
=
80 g
4
2
2
2O
Volumen
1 volumen + 2 volúmenes
1 volumen + 2 volúmenes
Lectura molar
1 mol de metano más dos moles de oxígeno
forman 1 mol de dióxido de carbono más dos moles de agua.
Lectura ponderal
16 gramos de metano más 64 gramos de oxígeno
forman 44 gramos de dióxido de carbono más 36 g de agua.
Lectura de volumen
Un volumen de metano más 2 volumen de oxígeno
forman Un volumen de dióxido de carbono más dos volumen de agua.
Gracias a las relaciones estequiométricas se pueden establecer relaciones más complejas y desconocidas. Por ejemplo: ¿Cuántos moles de metano (CH4) son necesarios para formar 70 g de CO2 al reaccionar con la cantidad apropiada de oxígeno? En el cuadro de relaciones se puede observar que 1 mol de CH4 forma 1 mol de CO2, que equivale a 44 g. 190
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Relaciones estequiométricas
CH4(g) + 2O2(g)
CO2(g) + 2H2O(g)
Molar
1 mol + 2 moles
1 mol + 2 moles
Ponderal
16 g + 64 g
44 g + 36 g
1 mol CH4 x mol CH4 = 44 g CO2 70 g CO2 1 mol CH4 · 70 g CO2 x mol CH4 = 44 g CO2 x mol CH4 = 1,59 mol CH4 Luego:
La estequiometría también es aplicable a las disoluciones. De hecho, cuando transformas unidades de masa en cantidad de sustancia (g a mol) o determinas la concentración de una disolución calculando masas, moles, volumen y otros, estás realizando cálculos estequiométricos. Las relaciones estequiométricas se pueden resumir de la siguiente forma: se pueden n transformar
Nee NA n
= = =
m transformar
Moles
Número de entidades elementales.
se puede
se puede
Nee
V transformar
Masa
QUE:
Los subíndices de las fórmulas químicas juegan un rol fundamental en los aspectos cuantitativos de la química. Por ejemplo, el agua es un compuesto formado por hidrógeno y oxígeno, al igual que el peróxido de hidrógeno, comúnmente denominado “agua oxigenada”. Entonces, ¿qué hace tan diferentes a estos compuestos?: la proporción en la que se combinan sus componentes. Mientras en el agua la proporción es 2 : 1 (H2O), en el peróxido es 2 : 2 (H2O2).
Volumen
Relación
Relación
Relación
NA · n Nº de Avogadro Moles
M= m n
d= m V
m = masa M = Masa molar
SABÍAS
d = densidad V = volumen
1. Determina el equilibrio de las siguientes ecuaciones por método de tanteo y algebraico. a. NaCl(s) + H2SO4 (ac) HCl (ac) + Na2SO4(ac) b. H2CO3 (ac) + KClO(ac) K2CO3 (ac) + HClO (ac) c. C4H10 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(g) 2. Establece las relaciones estequiométricas molar, ponderal y de volumen para cada una de las ecuaciones del primer punto. 3. Con los datos entregados de la combustión del metano, determina: a. ¿Cuántos gramos de oxígeno deben reaccionar con la adecuada cantidad de metano para formar 5 moles de agua? b. ¿Qué cantidad en mol de dióxido de carbono se puede obtener a partir de la reacción de metano con 2 volumen de oxígeno? c. ¿Cuánto metano debe reaccionar con oxígeno para producir 98 g de agua? d. Investiga. ¿Qué es el reactivo limitante y cuál es su incidencia en la estequiometría de una reacción? e. Determina cuál es el reactivo limitante de la combustión del metano.
H20
H202
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Aplicación e interpretación. - Resolución de problemas. - Investigación.
191
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
CIENCIA EN ACCIÓN Propiedades coligativas Estudiaremos: - Propiedades coligativas.
Introducción Habilidades a desarrollar: - Investigación. - Observación.
Las propiedades coligativas son aquellas que dependen de la concentración del soluto en la disolución. En esta experiencia observaremos el comportamiento del punto de ebullición del agua como solvente puro y en disolución.
Paso 1: Preguntas de investigación ¿Qué son las propiedades coligativas y cuál es su importancia en las disoluciones?
Materiales Paso 2: Formulación de hipótesis • Tres vasos pp de 250 mL. • Una varilla de vidrio. • Un vidrio reloj. • Una espátula. • Un termómetro. • Trípode, rejilla y mechero. • Una pinza metálica. • Un tubo de vidrio en U. • Una probeta de 100 mL. • Papel filtro. Reactivos
De acuerdo con lo investigado, formula una hipótesis.
Paso 3: Diseño experimental 1. Desarrolla en tu cuaderno los cálculos necesarios para preparar las siguientes disoluciones: 50 mL de disolución acuosa de cloruro de sodio 0,1 M y 50 mL de disolución acuosa de ácido clorhídrico 0,1 M; 50 mL de disolución acuosa de NaCl 1 M y 50 mL de disolución acuosa de HCl 1M. 2. En un vaso pp, dispón 50 mL de agua destilada y procede a calenta. Registra su punto de ebullición. 3. En otro vaso pp, agrega 50 mL de disolución de NaCl 0,1 M y calienta hasta el punto de ebullición y regístralo. 4. Repite el paso 3 con cada una de las disoluciones y registra en cada caso el punto de ebullición.
• Un litro de agua destilada. • 20 mL de ácido clorhídrico (HCl) 12 M. • 20 g de sal de mesa (NaCl).
Paso 4: Registro de observaciones Registra en tu cuaderno los cálculos para la preparación de las soluciones y los puntos de ebullición observados.
192
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Paso 5: Recopilación y ordenamiento de los datos Ordena tus observaciones en la siguiente tabla: Indicadores NaCl 0,1 M NaCl 1 M HCl 0,1 M HCl 1M Cantidad de sustancia de soluto (mol) Masa de soluto (g) Volumen de disolvente (L) Molaridad de la solución Volumen de disolución en experimentación Tº de ebullición
Paso 6: Análisis de datos A. Observa atentamente la tabla: 1. ¿Qué puedes concluir? 2. ¿Qué hace diferente a las disoluciones? 3. ¿La(s) diferencia(s) observada(s) influyen sobre el punto de ebullición? B. Elabora un gráfico Te versus concentración. Identifica el NaCl con una curva roja y el HCl con una azul. Observa el gráfico con atención. 1. ¿Qué puedes concluir? 2. ¿Cómo se explica la diferencia entre los puntos de ebullición del agua como disolvente puro y las disoluciones de NaCl y HCl?
PRECAUCIÓN: Recuerda lavar los materiales empleados en cada disolución para no alterar la composición de otras disoluciones. CUIDA EL AMBIENTE: Una vez finalizada la actividad, elimina los residuos por el desagüe. Deja limpio y ordenado el lugar de trabajo.
Paso 7: Conclusión y comunicación de resultados Elabora las conclusiones considerando qué puedes decir respecto al punto de ebullición y las propiedades coligativas. Elabora un díptico informativo para comunicar los resultados. Paso 8: Evaluación del trabajo realizado Para evaluar el trabajo realizado te proponemos formular tres indicadores por cada integrante, considerando las siguientes variables: trabajo en equipo, aprendizajes esperados. Una vez construidos, compártanlos y respondan en su cuaderno con la nomenclatura + , ± y –. Para escribir un informe o reporte científico se requiere organizar las ideas y desarrollarlas con cierta coherencia para que entreguen un mensaje que pueda ser comprendido por el lector. Para ello, te pedimos que reflexiones respecto de las acciones iniciales que utilizas en tu acción cotidiana cuando elaboras un informe escrito. Indicadores previos para hacer un informe o reporte científico Si A veces No Cuestionar acerca de las opciones posibles de realizar la tarea. Planificar cada uno de los pasos que se ejecutarán en el desarrollo del informe. Proponer objetivos o metas para cumplir con esta exigencia. Reconocer cómo afectan los conocimientos en el desarrollo de la tarea. Identificar elementos o estrategias para realizar el informe. Identificar falencias o fortalezas conceptuales para el desarrollo del reporte científico. Corregir aspectos equivocados del trabajo. Argumentar por qué es necesario terminar el trabajo. 193
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
SABÍAS
QUE:
La fracción molar (X) es una unidad de concentración que relaciona los moles de soluto o disolvente con la cantidad total de moles presentes en disolución. Su expresión matemática es:
XA =
nA nT
XB =
nB nT
donde: XA nA nT XB nB
= = = = =
fracción molar de A moles de A moles totales fracción molar de B moles de B
MÁS QUE QUÍMICA Los pegamentos de contacto son muy tóxicos porque los disolventes utilizados son muy volátiles (de presión de vapor elevada), evitando de este modo que el pegamento se seque al interior del recipiente por el movimiento continuo de las moléculas y permitiendo que al momento de impregnarlo en una superficie el disolvente se evapore rápidamente en contacto atmosférico, dejando una capa de pegamento seco.
Propiedades coligativas de las disoluciones Los estudios teóricos y experimentales han permitido establecer, que los líquidos poseen propiedades físicas características. Entre ellas cabe mencionar: la densidad, la propiedad de ebullir, congelar y evaporar, la viscosidad y la capacidad de conducir la corriente eléctrica, etc. Propiedades para las cuales cada líquido presenta valores característicos (constantes). Cuando un soluto y un disolvente dan origen a una disolución, la presencia del soluto determina una modificación de estas propiedades con relación a las propiedades del solvente puro. Modificaciones conocidas como propiedades de una solución. Las propiedades de las disoluciones se clasifican en dos grandes grupos: 1. Propiedades constitutivas: son aquellas que dependen de la naturaleza de las partículas disueltas. Ejemplo: viscosidad, densidad, conductividad eléctrica, etc. 2. Propiedades coligativas o colectivas: son aquellas que dependen del número de partículas (moléculas, átomos o iones) disueltas en una cantidad fija de disolvente y no de la naturaleza de estas partículas. Corresponden a: a. Descenso en la presión de vapor del solvente, b. Aumento del punto de ebullición, c. Disminución del punto de congelación, d. Presión osmótica. Las propiedades coligativas tienen tanta importancia en la vida común como en las disciplinas científicas y tecnológicas, entre otras cosas permite: • Separar los componentes de una solución por un método llamado destilación fraccionada. • Formular y crear mezclas frigoríficas y anticongelantes, como por ejemplo las que se emplean en los radiadores de los automóviles. • Determinar masas molares de solutos desconocidos. • Formular sueros o soluciones fisiológicas que no provoquen desequilibrio hidrosalino en los organismos animales o que permitan corregir una anomalía del mismo. • Formular caldos de cultivos adecuados para microorganismos específicos. • Formular soluciones de nutrientes especiales para regadíos de vegetales en general. Para su estudio, es necesario considerar dos características importantes de las disoluciones y los solutos. Disoluciones: Es importante tener en mente que se está hablando de soluciones relativamente diluidas, es decir, disoluciones cuyas concentraciones son de 0,2 Molar, en donde teóricamente las fuerzas de atracción intermolecular entre soluto y solvente serán mínimas. Solutos: Se presentarán como: • Electrolitos: disocian en solución y conducen la corriente eléctrica. • No Electrolito: no disocian en solución. A su vez el soluto no electrolito puede ser volátil o no volátil.
194
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Presión de vapor. Una de las características más importantes de los líquidos es su capacidad para evaporarse, es decir, la tendencia de las partículas de la superficie del líquido, a salir de la fase líquida en forma de vapor. Importante también es notar que no todas las partículas de líquido tienen la misma energía cinética, es decir, no todas se mueven a igual velocidad sino que se mueven a diferentes velocidades. Así, sólo las partículas con mayor energía pueden escaparse de la superficie del líquido a la fase gaseosa. En la evaporación de líquidos, hay ciertas moléculas próximas a la superficie con suficiente energía como para vencer las fuerzas de atracción del resto y así formar la fase gaseosa. Si un líquido está en un recipiente sellado puede parecer que no existiera evaporación, pero es sabido que las moléculas continúan abandonando el líquido y algunas moléculas de vapor regresan a la fase líquida, ya que a medida que aumenta la cantidad de moléculas de fase gaseosa aumenta la probabilidad de que una molécula choque con la superficie del líquido y se adhiera a él. A medida que pasa el tiempo, la cantidad de moléculas que regresan al líquido iguala exactamente a las que escapan a la fase de vapor. Entonces, el número de moléculas en la fase gaseosa alcanza un valor uniforme. Las moléculas de la fase gaseosa que chocan contra la fase líquida ejercen una fuerza contra la superficie del líquido, a la que se denomina presión de vapor, que se define como la “presión ejercida por un vapor puro sobre su fase líquida cuando ambos se encuentran en equilibrio dinámico”. Respecto a ella se ha demostrado experimentalmente que depende la temperatura y de la naturaleza del líquido. Observa con atención el siguiente gráfico:
P de vapor (mm Hg) 900 800 700 600 500 400 300 200 100 0
Presión del Vapor de distintos líquidos a las mismas temperaturas
20
30 PV Ác. Acético
40
50
PV Agua
60
70
80 t (ºC)
PV PV Benceno Etanol
A partir de los datos representados en él, se puede establecer que: 1. Para un mismo líquido por ejemplo el agua, la presión de vapor aumenta a medida que aumenta la temperatura. 2. Líquidos diferentes a la misma temperatura presentan presiones de vapor diferentes. 195
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Propiedades coligativas 1. Descenso de la presión de vapor. Tal como se indica en el gráfico anterior, un líquido puro posee una presión de vapor determinada, que depende sólo de él y de la temperatura a la que se presenta. Valor que se altera si agregamos al líquido (disolvente) un soluto cualquiera. El soluto y el disolvente pueden ser volátiles o no volátiles. Los no volátiles presentan una gran atracción entre sus moléculas componentes, por lo tanto su presión de vapor es pequeña, mientras que los volátiles tienen interacciones moleculares más débiles, lo que aumenta la presión de vapor, es decir, el número de moléculas en estado gaseoso.
Figura 4. Representación de la presión de vapor de un líquido volátil y uno no volátil.
Si el soluto que se agrega al disolvente es no volátil, se producirá un descenso de la presión de vapor, puesto que un soluto no volátil que se añade al líquido, reduce la capacidad de las moléculas del disolvente a pasar de la fase líquida a la fase vapor, debido a que se generan nuevas fuerzas de interacción. Lo que produce un desplazamiento del equilibrio y se traduce en una reducción de la presión de vapor sobre la disolución. El grado en el cual un soluto no volátil disminuye la presión de vapor es proporcional a la concentración de la disolución, es decir, mientras mayor sea la concentración de la solución mayor es la disminución de la presión de vapor. La expresión cuantitativa del descenso de la presión de vapor de las soluciones que contienen solutos no volátiles está dada por la Ley de Raoult, formulada por el científico Francois Marie Raoult quien demostró que “a una temperatura constante, el descenso de la Presión de Vapor es proporcional a la concentración de soluto presente en la disolución”, lo que cuantitativamente se expresa como: 0 P = Xdisolvente · Pdisolvente
Donde: P Xdisolvente
es la presión de vapor de la solución. es la fracción molar del disolvente.
0 Pdisolvente
es la presión de vapor del disolvente puro.
Ahora bien, cuando la disolución posee un solvente A y un único soluto al que denominaremos “B”, de fracción molar XB, tendremos lo siguiente: PA = PA0 · XA Donde: PA es la presión de vapor de la solución PA0 XA 196
es la presión de vapor del disolvente puro. es la fracción molar del disolvente en la disolución.
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
Considerando que XB + XA = 1 y reemplazando XA en la expresión anterior, tenemos que, PA = PA0 · (1–XB) Al resolver algebraicamente se obtiene: PA = PA0 – PA0 XB Expresión que permite obtener la diferencia entre las presiones de vapor (PA), observa atentamente: PA = PA0 – PA0 XB PA0 – PA = PA0 XB PA = PA0 XB Otro caso, es considerar una disolución formada por dos componentes volátiles, en las cuales las presiones parciales de los vapores de A y B sobre la disolución están dadas por la Ley de Raoult. PA = XA · PA0
PB = XB · PB0
y
La presión de vapor total sobre la solución se calcula sumando las presiones parciales de cada componente volátil. PTOTAL PTOTAL
= =
PA
+
XA ·
PB PA0
+ XB · PB0
Revisemos el siguiente ejemplo: Consideremos una disolución formada por 1 mol de Benceno y 2 moles de Tolueno. El Benceno presenta una presión de vapor (P0) de 75 mmHg y el Tolueno una de 22 mmHg a 20°C. La fracción molar de Benceno y Tolueno serán: 1 2 Xbenceno = = 0,33 XTolueno = = 0,67 1+2 1+2 La presión de parcial de cada componente y la presión de vapor de la solución serán: Pbenceno = Xbenceno · P 0benceno Ptolueno = Xtolueno · P 0tolueno Pbenceno = (0,33 ) · (75 mmHg)
Ptolueno = (0,67) · (22 mmHg)
Pbenceno = 25 mmHg
Ptolueno = 15 mmHg
Y la presión total: PTOTAL = Pbenceno + Ptolueno PTOTAL = 25 mmHg + 15 mmHg PTOTAL = 40 mmHg 2. Aumento del punto de ebullición Un disolvente en disolución tiene menor número de partículas que se convierten en gas por la acción de las moléculas del soluto en la superficie. Esto provoca el ascenso del punto de ebullición, pues la presión de vapor se igualará a la presión atmosférica a mayor temperatura. 197
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Así, el ascenso del punto de ebullición, se obtiene por la diferencia entre el punto de ebullición de la disolución y el punto de ebullición del disolvente puro, lo que se expresa como: Te = Te disolución – Te0 disolvente puro Donde: Te Corresponde al ascenso del punto de ebullición. Te disolución Es el punto de ebullición de la disolución. Te0 disolvente puro Es el punto de ebullición del disolvente puro. Se sabe además que, como toda propiedad coligativa, el ascenso del punto de ebullición depende de la concentración del soluto, siendo en este caso una relación directamente proporcional según la relación: Te = Ke · m Donde: Ke es la constante ebulloscópica que establece el ascenso del punto de ebullición de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente y está tabulada. Para el caso del agua corresponde a 0,52 ºC/m. m corresponde a la molalidad. Por ejemplo, cuál es el punto de ebullición de una solución de 100 g de anticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 g de agua (Ke = 0,52 °C/m). Datos: Masa soluto etilenglicol = 100 g Masa molar soluto etilenglicol = 62 g/mol Masa disolvente agua = 900 g MM disolvente agua = 18 g/mol Ke = 0,52 °C/m Te = 100 °C Sí Te se puede calcular a partir de las expresiones Te = Te disolución – T0e disolvente puro (1) y Te = Ke · m (2) Para obtener la temperatura de ebullición de la disolución necesitamos la ecuación (1), pero como no tenemos Te (ascenso de la temperatura de ebullición), necesitamos obtenerlo de ecuación (2). Primero se debe la molalidad de la disolución: Moles de soluto : 62 g ----- 1 mol 100 g ----- x x = 1,613 moles de soluto Molalidad = 1,792 molal Posteriormente y empleando la molalidad, se tiene: Te = Ke · m Te = (0,52 °C/molal) (1,792 molal) Te = 0,9319 °C Y Te 0,9319 °C Te 198
= = =
Te – Te – 100,9319 °C
Tºe 100 °C
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
3. Descenso del punto de congelación En una disolución, la solidificación del disolvente se producirá cuando éste rompa sus interacciones con el soluto disuelto y se enlace nuevamente como si estuviera puro. Para ello la temperatura debe bajar más que el punto en el cual el disolvente se congelaría puro por lo tanto, el punto de congelación de una disolución es siempre más bajo que el del disolvente puro y directamente proporcional a la concentración del soluto. El descenso del punto de congelación (Tc ) se obtiene por la diferencia entre el punto de congelación del disolvente puro (Tºc B) y el punto de congelación de la disolución (Tc ), lo que se expresa como: Tc = Tºc B – Tc Experimentalmente, se observa que Tc es directamente proporcional a la concentración molal de la disolución, a saber: Tc = Kc · m Donde: Kc es la constante crioscópica que representa el descenso del punto de congelación de una disolución 1 molal y es propia de cada disolvente y está tabulada. Para el agua es 1,86 ºC/m. m corresponde a la concentración molal de la solución. El punto de congelación es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido y del sólido son iguales, provocando que el líquido se convierta en sólido. Para la misma sustancia (etilenglicol) se calculara el punto de congelación de una solución de 100g de anticongelante, en 900 g de agua, sabiendo que Kc = 1,86 °C/molal. Sabiendo que Tc = T°c – Tc y además es Tc = Kc · m Al igual que el ejercicio anterior, se debe determinar la molalidad de la disolución. Moles de soluto : 62 g ----- 1 mol 100 g ----- x x = 1,61 moles de soluto Molalidad = 1,79 molal Así: Tc Tc Tc
= = =
Kc · m (1,86 °C/molal) · (1,79 molal) 3,33 °C
Despejando se obtendrá: = T°c – Tc Tc 3,33 °C = 0° – Tc Tc = – 3,33 °C 4. Presión osmótica Al poner en contacto dos disoluciones de diferente concentración a través de una membrana semipermeable se producirá el paso del disolvente desde la disolución más diluida hacia la más concentrada, fenómeno conocido como osmosis. 199
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
La presión osmótica se entiende como aquella que establece el equilibrio dinámico entre el paso del disolvente desde la disolución diluida hacia la más concentrada y viceversa. La presión osmótica obedece a una ley similar a la de los gases ideales. Van't Hoff fue el primer científico que analizó estos hechos, los cuales se expresan en la siguiente ecuación, conocida como ecuación de Van't Hoff: n RT = V Donde: = V = R = n = T =
Presión Osmótica (atm) Volumen de la solución (L) Constante de los gases ideales (0,082 L atm/ K mol) Número de moles de soluto Temperatura (K)
De acuerdo a la ecuación de Van't Hoff, se observa que a temperatura constante la presión osmótica sólo depende de la concentración de partículas y no de la naturaleza del soluto, de ahí que la presión osmótica es una propiedad coligativa de una solución. Si el volumen de la solución fuera un litro, entonces: n = Molaridad*, por lo tanto, nuestra relación puede formularse como: V = M · R ·T *Cuando las soluciones son muy diluidas (menores a 0,1 M) se puede considerar que la molaridad es igual a la molalidad. Las disoluciones se pueden clasificar entre sí respecto de su presión osmótica en: 1. Ambas disoluciones tiene la misma concentración: Disolución A Concentración 0,01 molal
Disolución B Concentración 0,01 molal
Membrana semipermeable
• Ambas soluciones tienen la misma concentración, a una temperatura dada, luego podemos decir que no se presenta el fenómeno de Osmosis. • Se puede concluir, entonces, que ambas soluciones tiene igual Presión Osmótica. • Cuando dos soluciones tienen igual Presión Osmótica se dice que son isotónicas o isoosmótica entre sí (iso = igual; osmótica = presión osmo; tónica = concentración). 200
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
2. Las disoluciones presentan concentraciones distintas: Disolución A Concentración 0,02 molal
Disolución B Concentración 0,01 molal
Membrana semipermeable • La disolución A tiene mayor concentración que la disolución B, se dice entonces, que la disolución A es hipertónica con respecto a la disolución B. • También se puede decir que la disolución B es hipotónica con respecto a la disolución A. • Como la disolución B es hipotónica, con respecto a la disolución A, genera una menor presión osmótica, ya que tiene menos partículas en solución, por lo tanto, se puede decir que la disolución B es hipoosmótica con respecto a la disolución A. • Como la disolución A es hipertónica, con respecto a la disolución B, genera una mayor presión osmótica, ya que tiene mayor número de partículas en solución, luego se dice que es hiperosmótica con respecto a la solución B. Analicemos el siguiente ejemplo. La presión osmótica promedio de la sangre es 7,7 atm a 25 °C. ¿Qué concentración de glucosa (C6H12C6), será isotónica con la sangre? Para determinar la presión osmótica se tiene: = M · R ·T Despejando la M se obtendrá: M= /R·T Reemplazando se observa la expresión: M = 7,7 atm / (0,082 L atm/°K mol) · (298 °K) M = 0,31 M o 5,3%
Busca información en diferentes fuentes, consultándole a tu profesor(a) responde:
DESAFÍO CIENTÍFICO
1. ¿Qué es un gaseoducto? 2. ¿Cómo se transporta el gas natural hasta los domicilios e industrias? 3. ¿Cuál es la diferencia entre el gas natural y el gas licuado tradicional?
Habilidades a desarrollar: - Investigación. - Aplicación. - Resolución fed problemas.
4. Explica las ventajas y desventajas del uso del gas natural. 5. Considerando las ventajas y desventajas del uso del gas natural, crees que es una buena alternativa para reemplazar el gas licuado en Chile. Justifica tu respuesta. 201
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
6. La presión de vapor del metanol puro es 159,76 mmHg. Determinar la fracción molar de glicerol (soluto no electrólito y no volátil) necesario para disminuir la presión de vapor a 129,76 mmHg. 7. Determine la masa molar de un compuesto no electrolito sabiendo que al disolver 384 g de este compuesto en 500 g de benceno, se observó una temperatura de ebullición de la disolución de 85,1 °C. (Benceno: Keb = 2,53 °C/molal y punto de ebullición 80,1 °C) 8. Una disolución contiene 8,3 g de una sustancia no electrolito y no volátil, disuelta en un mol de cloroformo (CHCl3), ésta solución tiene una presión de vapor de 510,79 mmHg. La presión de Vapor del cloroformo a esta temperatura es 525,79 mmHg. En base a ésta información determine: a. La fracción molar de soluto. b. El número de moles de soluto disueltos. c. La masa molar de soluto. 9. Cuántos gramos de glucosa (masa molar 180 g/mol) son necesarios disolver en 1000 g de agua para que la temperatura de ebullición del agua se eleve en 3 °C. (Agua: temperatura de ebullición 100 °C y Ke = 0,52 °C/molal ) 10. Calcule el punto de congelación de una disolución acuosa al 1,26 % m/m de un compuesto no electrolito. (agua: Kc = 1,86 °C/molal y T°c = 0 °C; masa molar de soluto 51g/mol ) 11. Si se disuelven 3,96 g de ácido benzoico en 80,6 g de benceno y la disolución se congela a –4,47 °C. Determine la masa molecular aproximada del ácido benzoico. (Benceno: temperatura de congelación 5,5 °C y constante crioscópica 5,12 °C/molal) 12. ¿Que presión osmótica ejercerá una disolución de urea en agua al 1% a 20 °C (masa molar de urea 60 g/mol)? 13. Calcular la masa molar aproximada del pineno sabiendo que al disolver 2,8 g en alcohol hasta un volumen de 500 mL se midió una presión osmótica de 1,2 atm a 20 °C. 14. Predice que sucederá con cada una de los alimentos que forman parte de esta ensalada considerando lo que has aprendido de la presión osmótica. Además, señala si estás en presencia de una disolución hipertónica o disolución hipotónica.
15. Por último indica ¿Qué aplicaciones industriales tiene el proceso de osmosis? 202
Mezclas de vital importancia Las disoluciones y las mezclas en general forman parte de nuestra vida cotidiana, pero ¿qué sucede con nuestro organismo? Nuestro cuerpo tiene mezclas de vital importancia, como la saliva y la orina, cuya composición química y función, analizaremos. La saliva es un líquido claro que se fabrica en la cavidad bucal continuamente durante las 24 horas del día, cada día del año durante toda la vida. Está compuesta por aproximadamente un 95 % de agua, en la que se disuelve el 5% restante, formado por sustancias químicas inorgánicas y orgánicas. La siguiente tabla, elaborada por la odontóloga española Carmen Llena Puy, publicada en su estudio “La saliva en el mantenimiento de la salud oral y como ayuda en el diagnóstico de algunas patologías”, resume la composición de esta mezcla y la función específica que cada una cumple: Esta mezcla producida en las glándulas salivales humedece los alimentos, haciendo que su deglución sea mucho más fácil. Además, sin ella la lengua no sería capaz de distinguir los sabores. Ayuda, gracias a las enzimas, en la descomposición de los alimentos, combate las infecciones de la boca, colabora en mantener los dientes limpios, incluso es vital para hablar (función de la fonación), pues con una boca con poca lubricación es difícil hablar; sin lubricación, imposible.
Funciones Lubricación Antimicrobiana
Mantenimiento de la integridad de la mucosa Limpieza Capacidad tampón y remineralización Preparación de los alimentos para la deglución Digestión Sabor Fonación
Componentes Mucina, glicoproteínas ricas en prolina, agua Lisocima, lactoferrina, lactoperoxidas, mucinas, cistinas, histatinas, inmunoglobulinas, proteínas ricas en prolina Mucinas, electrolitos, agua Agua Bicarbonato, fosfato, calcio, staterina, proteínas aniónicas ricas en prolina, flúor Agua, mucinas
Amilasa, lipasa, ribonucleasas, proteasas, agua, mucinas Agua, gustina Agua, mucina
La orina por su parte, es un líquido de color amarillento, compuesto por agua y una serie de sustancias disueltas que el cuerpo no necesita y elimina mediante este medio, entre ellas la urea (sustancia formada en el hígado producto de la degradación del metabolismo de las proteínas) y algunos minerales, como el potasio, sodio, cloro, iones de fosfato y sulfato, además, de ácido úrico y creatinina. Esta mezcla se forma en los riñones, encargados de realizar un minucioso trabajo de filtrado de la sangre, el que puede ser artificialmente reemplazado por la diálisis, procedimiento médico que es empleado en pacientes que presentan una deficiencia renal crónica. Las funciones de la orina que influyen en la homeostasis son:
1
2
(1) Parótida 3 (2) Sublingual (3) Submandibular
Revista Científica
a. Eliminación de sustancias tóxicas producidas por el metabolismo celular, como la urea. b. Eliminación de sustancias tóxicas, como drogas. c. El control electrolítico, regulando la excreción de sodio y potasio. d. Regulación hídrica o de la volemia para el control de la tensión arterial. e. Control del equilibrio ácido-base.
Para la reflexión Habilidades a desarrollar: - Identificación. - Aplicación.
Lee el texto marcando cada una de las palabras que no conozcas. Posteriormente, busca su significado en un diccionario, vuelve a leer y responde: 1. ¿Qué son los aminoácidos? 2. ¿Por qué la saliva es importante para la deglución? 3. ¿Qué es un proceso metabólico? ¿Por qué ambas mezclas (saliva y orina) son importantes en distintos procesos metabólicos? 4. ¿Por qué se asegura que la orina cumple importantes funciones en la homeostasis del cuerpo? 5. ¿La saliva y la orina son mezclas homogéneas o heterogéneas? Justifica tu respuesta. 6. ¿Qué otras mezclas son de vital importancia en nuestro organismo? Menciona a los menos dos e investiga su composición química y función en el organismo.
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Revisemos lo aprendido: Tema 1 Desarrolla individualmente en tu cuaderno cada una de las preguntas. Consulta a tu profesor(a) en caso de duda. I. Asociación: relaciona los conceptos con las definiciones enumeradas. a. dispersa d. disolvente g. mezcla j. disolución m. heterogénea o. temperatura r. saturada u. estequiometría
b. soluto e. solubilidad h. insaturada k. osmosis n. mol p. agitación s. dispersante v. crioscópica
c. homogénea f. agua i. aire l. ebullición ñ. ebulloscópica q. raoult t. coligativas w. coloide
1. Unión de dos o más sustancias, sin rompimiento y formación de enlaces. 2. Tipo de mezcla en la que no es posible distinguir, a simple vista, sus componentes. 3. Tipo de mezcla que presenta dos o más fases según la cantidad de componentes. 4. Nombre que reciben las mezclas homogéneas como “sinónimo” de ellas. 5. Fase dispersante en una disolución química. 6. Tipo de mezcla heterogénea que no presenta sedimentación. 7. Componente de la disolución presente en menor cantidad. 8. Medida de la capacidad de una determinada sustancia para disolverse. 9. Fase de las mezclas que debe disolverse. 10. Disolvente más común en las disoluciones. 11. Factor que afecta la solubilidad de las disoluciones, excepto cuando el soluto es gas. 12. Tipo de disolución en la que la cantidad de soluto está en equilibrio con la capacidad del disolvente para disolverla. 13. Unidad de carácter atómico que permite determinar la cantidad de entidades elementales presentes en la masa de ellas. 14. Disolución de componentes gaseosos presente en la naturaleza. 15. Fase de las mezclas en la cual uno de los componentes se disuelve. 16. Factor que altera la solubilidad por el aumento de la velocidad de las partículas. 17. Tipo de disolución en la que es posible agregar mayor cantidad de soluto sin producir aún la saturación. 204
18. Punto en el que la presión de vapor de un líquido se iguala a la presión atmosférica. 19. Constante que indica para cada disolvente el descenso del punto de congelación de una disolución 1 molal. 20. Tipo de transporte que se desarrolla mediante una membrana semipermeable entre disoluciones de diferente concentración. 21. Propiedades de las disoluciones que dependen únicamente de la cantidad de soluto presente en una disolución. 22. Científico que estableció que la presión de vapor es igual al producto de su presión como sustancia pura por la concentración (como fracción molar). 23. Constante que establece el ascenso del punto de ebullición de una disolución 1 molal. 24. Área de la química que establece la cantidad y la relación entre elementos que participan. II. Respuesta breve: explica cada afirmación. 1. “No todas las mezclas se pueden clasificar como disoluciones”. 2. “El disolvente siempre estará en mayor cantidad que el soluto, incluso en las disoluciones sobresaturadas”. 3. “Lo semejante siempre disuelve lo semejante”. 4. “El mol es una unidad de carácter químico”. 5. “El efecto de la presión sobre la solubilidad depende del estado del soluto”. 6. “La solubilidad no es lo mismo que la concentración”. 7. En una disolución, ambos componentes deben ser de la misma naturaleza, de lo contrario es una mezcla heterogénea” 8. “Dos disoluciones acuosas de NaCl de igual volumen pero diferente concentración, tendrán puntos de ebullición distintos”. 9. “En un medio isotónico, las disoluciones separadas por una membrana semipermeable están en equilibrio”. 10. “Las propiedades coligativas dependen de la concentración de soluto y no de su naturaleza”. 11. “Una ecuación química no balanceada no aplica la ley de conservación de la masa”.
TEMA 1: DISOLUCIONES QUÍMICAS
III. Ejercicios: desarrolla en tu cuaderno. 1. ¿Cuántos gramos de ácido nítrico (HNO3) son necesarios para preparar 60 g de disolución al 80% m/m? 2. ¿Qué cantidad de azúcar en gramos es necesaria para obtener una disolución de 24 mL de concentración 65% m/V? 3. Determina la M de una disolución de 250 mL que contiene 35 g de NaOH (hidróxido de sodio). 4. Calcula el % V/V de una disolución que se prepara con 70 mL de etanol y 330 mL de agua. 5. Para preparar medio litro de una disolución acuosa de cloruro de aluminio (AlCl3) 3% m/V, ¿qué masa del soluto se debe disolver en agua? 6. ¿Cuántos moles de ácido fluorhídrico (HF) se deben agregar a 300 g de agua para obtener una disolución acuosa 4 molal? 7. ¿Cuántos mililitros de disolventes son necesarios agregar a 2 g de ácido sulfhídrico (H2S) para formar una disolución 5 % V/V? Densidad del ácido es 1,3 g/mL. 8. Si una solución acuosa de hidróxido de litio (LiOH) es 7% m/V, ¿qué molaridad presenta? 9. ¿Qué masa de cloruro de sodio (NaCl) es necesaria para obtener 2 litros de una disolución acuosa 5 molar? 10. Si una disolución acuosa de ácido clorhídrico tiene concentración 2M, ¿cuál será su % V/V si la densidad del agua y del ácido son 1 y 1,2 g/mL, respectivamente? 11. Determina la concentración de una solución de 300 mL que fue preparada al disolver 5 ml de otra disolución 3 M. 12. ¿Qué cantidad de agua se debe agregar a 40 mL de disolución 0,6 M para obtener otra disolución 0,1 M? 13. Balancea las siguientes ecuaciones químicas: ZnCl2(ac) + H2(g) a. HCl(ac) + Zn(s) b. NaOH(ac) + H2CO3(ac) c. C4H10(g) + O2(g)
Na2CO3(ac) + H2O(g) CO2(g) + H2O(g)
d. KCl(ac) + H2SO4(ac) e. H2(g) + O2(g) f. Ba(s) + O2(g)
K2SO4(ac) + HCl(ac) H2O(g)
BaO(s)
g. Cl2O3(ac) + H2O(ac)
HClO2(ac)
14. Indica qué factores aumentan la solubilidad de una disolución considerando el estado físico de los componentes.
Autoevaluación Revisa el nivel de logro de los aprendizajes esperados para este tema. Recuerda ser honesto(a) al responder. Sólo así podrás revisar aquellos aspectos que consideras que no han sido logrados completamente. Marca con una X el casillero que correponda: Logrado (L): Has logrado plenamente. Medianamente Logrado (ML): Has logrado parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar algunos aspectos. Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje, debes seguir trabajando para ello. Aspecto por evaluar L ML PL Identifico entre diversas sustancias las mezclas homogéneas de las heterogéneas. Distingo los componentes de una disolución. Soy capaz de obtener la concentración porcentual de cualquier tipo de disolución. Puedo preparar disoluciones a diferentes concentraciones molares modificando la cantidad de soluto y de disolvente. Puedo obtener la concentración molar de una disolución a partir de datos indicados en una situación problema. Conozco los principios básicos de estequiometría aplicados a las reacciones químicas. Puedo resolver problemas aplicando las relaciones estequiométricas molares, ponderales y de volumen. Identifico las propiedades coligativas presentes en una disolución. Aplico las propiedades coligativas a situaciones cotidianas. Desarrollé habilidades científicas que me permiten ir resolviendo las situaciones nuevas a las que me enfrento diariamente. Valoré el conocimiento entregado por la química sobre las disoluciones para aplicarlo a situaciones cotidianas de la vida real.
Observa con atención los aspectos que has evaluado como ML y PL. Coméntalos con tu profesor(a) y establece en conjunto con él o ella las estrategias que te permitirán lograr (L) los aspectos identificados. 205
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
TEMA 2 Ácidos y bases Estudiarás en este tema:
• Concepto de acidez y de pH. • Estimación de la acidez de disoluciones acuosas. • Fuerza relativa de ácidos y bases. • Neutralización. • Disoluciones amortiguadoras.
En las disoluciones se establece una competencia de interacciones entre las moléculas del disolvente y las del soluto, donde las interacciones moleculares dependen directamente de la estructura de las especies participantes; por lo tanto, es relevante la naturaleza del soluto respecto a su polaridad y capacidad de ionización, tal como se estudió en el Tema 1 de esta Unidad. Entre los conceptos que revisaremos están:
Ácidos y bases se caracterizan por
se definen
se determina su concentración
existen disoluciones amortiguadoras
(1)
(3)
Escala de pH
Mantienen el pH
(2)
(4)
Por presencia de iones H+
Como el bicarbonato de sodio
Y para comenzar... Es común que utilicemos el término ácido para clasificar algunas sustancias. Las preguntas que espontáneamente podemos hacer a partir de esto es ¿por qué?, ¿qué criterio se utiliza para decir que algo es ácido?, ¿todo aquello que no es ácido es entonces básico?
Figura 1. Tableta de antiácido en agua.
1. Observa las imágenes atentamente y clasifica las especies allí mostradas como ácidas, básicas o neutras, según corresponda. 2. Indica cuál es el criterio que empleaste para catalogarlas. 3. ¿Qué otros ejemplos puedes agregar de sustancias ácidas o básicas? 4. ¿Cuál crees que será su utilidad? 5. ¿Qué sucederá al mezclar un ácido con una base? 206
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
Ácidos y bases
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos: - Características operacionales de ácidos y bases. Introducción Los ácidos y las bases son sustancias que están presentes en el equilibrio interno de los seres vivos. Las características que experimentalmente permiten clasificarlas, considerando su sabor, reactividad, entre otros, serán estudiadas en el presente laboratorio con el objetivo de reconocer un ácido y una base por reactividad.
Habilidades a desarrollar: - Observación. - Identificación. - Clasificación.
Paso 1: La observación Observa atentamente la tabla que a continuación se presenta. En ella se describen algunas características operacionales de estas sustancias. Criterios operacionales Sabor Reacciones características
ACIDOS BASES Cítrico Amargo Reacciona con metales No reacciona con metales No reacciona con grasa Reacciona con grasa En presencia de fenolftaleína Permanece incoloro Se torna fucsia. Paso 2: Preguntas de investigación De acuerdo con la información entregada en la tabla, plantea preguntas de investigación para las siguientes sustancias: HCl y NaOH. Paso 3: Formulación de hipótesis Establece las hipótesis que posteriormente someterán a comprobación. Paso 4: Diseño experimental Ensayo 1: Reacción con metales 1. En dos tubos de ensayo distintos, dispón de 2 mL de HCl y NaOH, respectivamente. 2. A cada tubo agrega una granalla de cinc y registra tus observaciones.
Materiales • Seis tubos de ensayo. • Un gotario. • Dos pipetas de 5 o 10 mL. • Una pinza de madera. • Papel tornasol. Reactivos • 10 mL de hidróxido de sodio (NaOH) 1M. • 10 mL de ácido clorhídrico (HCl) 1M. • Dos granallas de cinc. • Fenolftaleína.
Ensayo 2: Reacción con grasas 1. Repite el paso 1 del ensayo anterior. 2. A cada tubo agrega un trozo pequeño y equivalente de grasa. Registra tus observaciones. Ensayo 3: Fenolftaleína 1. Repite nuevamente el paso 1 del ensayo 1. 2. A cada tubo agrega dos gotas de fenolftaleína y registra tus observaciones. 3. Reúne el contenido de ambos tubos en uno solo. ¿Qué observas? Ensayo 4: Papel tornasol 1. Sobre una hoja de papel blanco, dispón dos trozos de papel tornasol. 2. Sobre uno de ellos deposita una gota de HCl y sobre el otro una gota de NaOH. Registra tus observaciones. 207
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Paso 5: Registro de observaciones Registra las observaciones del trabajo experimental en tu cuaderno. Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos Ordena las observaciones en la siguiente tabla. Ensayo 1 2 3 4
PRECAUCIÓN: Trabaja con cuidado, ya que estarás en contacto con dos sustancias que producen quemaduras. No tomes contacto directo con ellas. Si eso sucede, consulta a tu profesor o profesora. Para agregar volúmenes de estas sustancias, toma los tubos con las pinzas de madera. CUIDA EL AMBIENTE: Una vez terminada las experiencias, trasvasija el NaOH a sus respectivos tubos de HCl, homogeniza agitando suavemente. Luego elimina las mezclas por el desagüe, pues tendrán un pH prácticamente neutro.
HCl
NaOH
Paso 7: Análisis de datos 1. Considerando las observaciones y la información entregada respecto al comportamiento operacional de los ácidos y bases, clasifica cada una de las sustancias. 2. ¿Cuál de los ensayos te parece más apropiado para reconocer ácidos o bases? Justifica tus respuestas. 3. ¿Cómo explicas lo observado al reunir en un sólo recipiente las muestras con fenolftaleína? 4. Según el color del papel tornasol, ¿cuál es el pH de las especies? 5. Investiga qué es el pH. 6. ¿Por qué se recomienda unir el NaOH con el HCl para eliminarlos? Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados Puedes concluir respecto a las propiedades operacionales para identificar ácidos y bases escribiendo en el cuaderno la información que resuma estos conceptos. Posteriormente elabora un informe científico. Paso 9: Evaluación del trabajo realizado Junto a tus compañeros y compañeras evalúa el trabajo realizado. Para ello propongan preguntas respecto a los aprendizajes esperados y respondan si: - ¿Lograron a través de esta actividad desarrollar las habilidades propuestas? - ¿Consideran que los ensayos realizados permiten identificar fácilmente un ácido o una base? Al escribir un informe científico debes considerar un protocolo de escritura. Revisemos cuáles aplicas en tu quehacer diario y con qué frecuencia lo haces. Indicadores de escritura para hacer Sí A veces No un informe o reporte científico Organizar previamente la estructura que se le dará al informe escrito. Estructurar el informe con las siguientes partes: portada, introducción, marco teórico, diseño experimental, resultados y organización de los datos, análisis de los resultados, conclusiones y bibliografía. Desarrollar las ideas en un 60 % para retomarlas nuevamente. Presentar claramente las ideas de forma sencilla para que sean entendidas por cualquier lector. Realizar un seguimiento del hilo conductor de las ideas escritas para completar el trabajo escrito en un 100 %. Adecuar el vocabulario para que sea leído por el lector en tercera persona.
208
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
Lo cítrico y lo amargo En las disoluciones se establece una competencia de interacciones entre las moléculas del disolvente y las del soluto, donde las interacciones moleculares dependen directamente de la estructura de las especies participantes; por lo tanto, es relevante la naturaleza del soluto respecto a su polaridad y capacidad de ionización, tal como se estudió en el Tema 1 de esta Unidad.
Recuerda La atracción ión - dipolo se presenta entre un ión y el agua, por ejemplo:
Se ha estudiado que las interacciones entre moléculas apolares son muy débiles, mientras que entre moléculas polares son más intensas por la formación de puentes de hidrógeno, a su vez son más fuertes, y las que ocurren entre moléculas y iones más fuertes aún. Así, cuando se disuelve un sólido o un líquido las unidades estructurales (iones o moléculas) se separan unas de otras y el espacio entre ellas pasa a ser ocupado por las moléculas del disolvente.
Catión – agua
Anión – agua
Algunas sustancias de naturaleza ácida y básica.
En disolución se reconocen dos tipos de solutos: los electrolitos y los no electrolitos. Los primeros se disocian en disolución fácilmente; lo segundos no lo hacen. Las disoluciones electrolíticas contienen solutos iónicos o polares en disolventes polares, y en algunos casos pueden disociarse completatamente y en otros, parcialmente, lo que les permite conducir electricidad. Las disoluciones no electrolíticas presentan compuestos apolares (como soluto y disolvente), razón por la cual no se produce disociación, sino dispersión; por lo tanto, no conducen electricidad. Entre las especies que en disolución presentan el comportamiento electrolítico se encuentran las sustancias conocidas como ácidos y bases, de importancia fundamental en la industria química y en nuestro propio cuerpo. De hecho, la digestión de los alimentos, el proceso de respiración y la función de la sangre, entre otros, son fenómenos ácido-base. 209
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Teorías ácido - base Los ácidos y las bases fueron definidos por primera vez por el científico sueco Svante Arrhenius en 1887 en su teoría “disociación iónica”, en la que establecía que hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. Se entenderá entonces que: a. El ácido es aquella sustancia que en disolución acuosa libera iones de hidrógeno (H+) (el que se denomina comúnmente como protón, pues al perder el único electrón presente en su estructura, sólo queda constituido por un protón) según la ecuación general: H+(ac) + A–(ac)
HA(ac)
H+(ac) + Cl–(ac)
Por ejemplo: HCl(ac) Molecularmente
Ecuación: H2O H+ + Cl–
HCI CI H O
En medio acuoso
b. Base es la sustancia que en disolución acuosa se disocia, liberando aniones de hidroxilo (OH–) según la ecuación general: B+(ac) + OH–(ac)
BOH(ac)
Na+(ac) + OH–(ac)
Por ejemplo: Na OH(ac) Molecularmente
Ecuación: NaOH
H2O
Na+ + OH–
Na O H
Svante A. Arrhenius (1859 - 1927), científico sueco realizó el grado académico doctoral en la Universidad de Uppsala, de donde se recibió en 1884. Durante sus estudios investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas, formulando en su tesis doctoral la “teoría de disociación electrolítica” por la cual se le otorgó el Premio Nobel de Química en 1903.
210
Otra de las teorías fundamentales en ácidos y bases es la que plantearon en 1923 los químicos Johannes Brönsted y Thomas Lowry, en forma independiente, en la cual señalaban: a. Ácido: es una sustancia que en disolución puede donar protones (iones H+). b. Bases: es la sustancia que en disolución capta protones (iones H+).
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
A diferencia de la teoría de Arrhenius, la de Lowry-Brönsted plantea que las sustancias ácidas y básicas que existen reaccionan, no sólo en medio acuoso, sino que ambas especies son complementarias entre sí al establecer una relación de donación (ácido) y aceptación (base) de iones de hidrógeno. Por lo tanto, los ácidos y bases tienen un comportamiento general que se explica en el siguiente esquema:
– H+ BASE CONJUGADA (A–)
ÁCIDO (HA)
+ H+ + H+ ÁC. CONJUGADO (HB+)
BASE (B)
– H+ Por ejemplo: H2SO4 + H2O
H3O+ + HSO4–
HCO3– + H2O
H2CO3 + OH–
El amoniaco (NH3) es empleado como abono y es producido naturalmente en el suelo por bacterias, las plantas y animales en descomposición y por sus desechos. La fertilidad del suelo aumenta por la acción del agua sobre el amoniaco y la formación del ion amonio según la reacción: NH3 + H2O
NH4+ + OH–
En la reacción, el H2O dona H+, formando el OH– (ion hidróxido), protón que es captado por el NH3 (base), que forma el NH4+. El agua se comporta como un ácido. El HCl del estómago en presencia de agua se comporta según la siguiente ecuación: H3O+ + Cl– HCl + H2O El agua recibe H+ proveniente del HCl, convirtiéndose en H3O+ (ion hidronio) y el HCl en Cl–. El agua se comporta como una base. Entre otras cosas, algo que llama la atención es el comportamiento del agua… ¿es una base o es un ácido? En la reacción del amoniaco (NH3), su comportamiento es ácido, en cambio en la reacción del HCl es base, es decir, tiene un comportamiento anfótero. Esto es propio de las sustancias que pueden actuar como bases y como ácidos.
211
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Ionización del agua
H20 (l) Base
+
H3O+ Ácido
H20 (l) Ácido
OH– Base
+
conjugado
conjugada
O:
+
:O
H
H
H
O
+
H
: :
H
:
H :
QUE:
:
SABÍAS
Las reacciones ácido-base se encuentran agrupadas junto a la reacciones redox como reacciones de transferencia, pues dependen de la transferencia de H+ desde las especies ácidas a las básicas. Las reacciones redox, en tanto, intercambian electrones entre los reactantes gracias a la absorción o liberación de energía eléctrica.
El agua pura es un electrolito muy débil, es decir, presenta una conductividad eléctrica muy baja que se puede medir con aparatos muy sensibles. El fenómeno anteriormente descrito indica que en el agua deben existir iones y, por lo tanto, puede ionizarse, aunque sea en pequeña proporción. En ese contexto, y considerando que el agua es anfótera, se establece que el agua es capaz de autoionizarse, actuando como ácido y base, según la reacción:
+
:O
H–
H
Base
Ácido
Ácido conjugado
Base conjugada
Lo que es posible representar por ecuación iónica como: H2O(ac)
SABÍAS
QUE:
Existen diversas sustancia, que gracias a su cambio de color en disolución de ácidos o bases pueden ser identificadas. La más común es la fenolftaleína, que vira de color desde el incoloro en los ácidos hasta el fucsia en las bases. Otras son: el naranja de metilo, el azul de metileno, el rojo de metilo, que vira del rojo en disolución ácida hasta el amarillo en básica.Y entre las sustancias naturales más comunes está el jugo del repollo morado.
H2O
H+(ac)
+
OH–(ac)
En nuestro organismo, una de cada 10 millones de moléculas de agua están ionizadas en iones H+ y OH–, los que a su vez ionizan a los minerales presentes en el agua para formar reacciones químicas activas en ausencia de las cuales no hay subsistencia orgánica. De allí la importancia de beber agua y de que ésta se ionice. La expresión de la constante de ionización quedará expresada como: [H+] · [OH–] K= [H2O] Sabiendo que la concentración del agua es prácticamente constante, la expresión anterior será: K · [H2O] = [ H+] · [OH–] Si Kw = [H+] · [OH–], entonces [OH–] = Kw / [H+] y [H+] = Kw / [OH–]. Las ecuaciones para [H+] y [OH–] se obtienen al despejar Kw. El valor de la constante del agua (Kw) es 1 · 10–14, de allí que las relaciones de concentración entre H+ y OH– tengan el límite Kw.
En http://www.aula21.net/Nutriweb/pagmarco.htm podrás encontrar más información sobre el agua. 212
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
1. Observa y completa en tu cuaderno la siguiente tabla:
Kw 1 · 10
–14
1 · 10
–14
1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14 1 · 10–14
[H+] < [OH–]
1 · 10–14
[ H+] · [OH–] 1 · 10–1 1 · 10–13 1 · 10–2 1 · 10–12 1 · 10–11 1 · 10–4 1 · 10–5 1 · 10–9 1 · 10–8 1 · 10–7 1 · 10–7 1 · 10–8 1 · 10–5 1 · 10–10 1 · 10–3 1 · 10–12 1 · 10–13 1 · 10–1
[ H+] > [OH–]
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Asociación. - Interpretación de datos.
2.¿Qué indican los distintos valores de concentración de [H+] y [OH–]? 3. Si aquellas disoluciones que presentan mayores concentraciones de [H+] que de [OH–] se denominan ácidas, mientras que las que presentan mayores concentraciones de [OH–] que de [ H+] son básicas y las que igualan las concentraciones de ambas especies tienen comportamiento neutro, entonces, identifica las siguientes disoluciones como ácidas, básicas o neutras: a. Si el café tiene una concentración de iones [H+] = 1 · 10–5 b. Si un vaso de leche tiene una concentración de [OH–] = 1 · 10–8 c. Si la pasta dental tiene una concentración de iones [H+] = 1 · 10–10 d. Si la leche de magnesia tiene una concentración de [OH–] = 1 · 10–3 4. Ordena las sustancias del punto 3 desde lo más básico hacia lo más ácido. 5. Las propiedades físicas, químicas y biológicas del suelo están influenciadas por la acidez o basicidad del medio, que a su vez condicionan el uso agronómico del suelo. Así, la mayoría de las plantas prefieren rangos de [H+] de 3,1 · 10–6 a 3,1 · 10–8 pero algunas especies prefieren suelos ácidos o alcalinos. Sin embargo, cada planta necesita un rango específico de pH, en el que poder expresar mejor su potencialidad de crecimiento. La acidez o basicidad del suelo influye en los procesos de humificación, crecimiento vegetal, movimiento y disponibilidad de los nutrientes o los procesos de intercambio catiónico. Dado estos antecedentes, ¿Qué puedes deducir de las siguientes preguntas? a. ¿Cómo influye la acidez o basicidad de los suelos? b. ¿Qué efectos crees que benefician o perjudican a las plantas si aumenta o disminuye la concentración de iones [H+]? 213
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Concepto de pH Como hemos observado, las concentraciones molares de iones hidrógeno y iones hidroxilo son valores muy pequeños, y con el fin de no trabajar con números en notación científica, es que se aplica a las concentraciones el concepto de logaritmo (log). Es una función matemática que elimina la base de la potencia y permite interpretarla mediante números enteros o decimales sencillos. Como en este caso los exponentes son negativos, se aplicará el logaritmo negativo (-log) para obtener números positivos. Soren Sorensen (1868 - 1939), químico danés, fue quien en 1909 introdujo el concepto de pH como el “potencial de hidrógeno” correspondiente al logaritmo negativo de la actividad de iones hidrógeno.
SABÍAS
En consecuencia, se definirá pH como el logaritmo decimal de la concentración de iones en moles/litros o, en un lenguaje más simple, como la medida de la concentración de H+ presente en una disolución. Un medio mecánico de determinar el pH de una sustancia es el peachímetro, ampliamente empleado en la determinación exacta de pH y su comportamiento.
QUE:
Una potencia está constituida por una base y un exponente. Am donde A= base m=Exponente Así, la expresión 2 · 105 significa: multiplicar el 10 por sí mismo 5 veces y el resultado multiplicarlo por 2, entonces 2 · 105 es igual a 200.000.
214
En química, el logaritmo negativo (-log) se simboliza como “p”, de allí nace la equivalencia: pH = - log [H+] + donde [H ] representa la concentración molar de iones de hidrógeno.
Figura 6. Peachímetro es un instrumento para medir la acidez o basicidad de una disolución.
Si se aplica el logaritmo negativo (–log) a la concentración del hidrógeno [H+] se obtendrá:
[H+] 1 · 10–1 1 · 10–2 1 · 10–3 1 · 10–4 1 · 10–5 1 · 10–6 1 · 10–7 1 · 10–8 1 · 10–9 1 · 10–10 1 · 10–11 1 · 10–12 1 · 10–13 1 · 10–14
pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Á C I D O NEUTRO B A S E
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
La escala de pH asigna valores específicos a los ácidos y bases, entendiendo que finalmente dichos valores hacen referencia a la concentración de ión hidrógeno. Por ejemplo, al indicar que el jugo de tomate presenta un pH igual a 4, podríamos decir que: 1. Es una sustancia ácida. 2. Al ser el pH igual a 4, podemos observar que la concentración de H+ es 1 · 10–4 3. Como la Kw del agua es 1 · 10–14 y la de H+ es 1 · 10–4, la concentración de OH– es 1 · 10–10, es decir, el pOH es 10.
Neutro
Un gran número de las sustancias que empleamos comúnmente, así como los fluidos corporales más importantes, tienen un pH específico en directa relación con su función o efecto sobre otras sustancias. aumento de la acidez 0
1
2
3
4
5
6
7
aumento de la alcalinidad 8
9
10
11
12
13
14
detergentes amoniaco hidróxido sódico bicarbonato
cerveza leche HCI jugos pan gástricos limón
sódico plasma sanguíneo, sudor, lágrimas
Figura 7. Representación del pH de algunas sustancias comunes.
Como podrás darte cuenta, existe una relación entre [H+] y [OH–] que depende de la constante del agua (Kw). Esta misma relación se puede establecer en función del pH. Aplicaremos el logaritmo negativo a Kw, luego: – log Kw = – log 1 · 10–14 Donde – log es “p”, por lo tanto – log Kw = pKw = 14. = pH + pOH Así; pKw Ejemplo: Si el pH de una disolución es 8, el valor de pOH es 6, pues: pKw 14 14
= = – 6
pH 8 8
+ + = =
pOH x x x
En síntesis, existen tres tipos de sustancias según la concentración de [H+] y, por ende, del valor del pH; éstas son: Ácidas [H+] > 10–7 M Básicas [H+] < 10–7 M Neutras[H+] = 10–7 M
pH < 7 pH > 7 pH = 7
MÁS QUE QUÍMICA La saliva, de pH normal 7,1 aproximadamente, y que presenta una alta concentración de carbonatos y fosfatos, además de intervenir en la masticación y recubrimiento de los alimentos de enzimas que facilitan la transformación del almidón contenido en ellos, impide la proliferación de bacterias, jugando un papel importantísimo en la higiene bucal, pues actúa estabilizando el pH de la boca, haciéndolo descender a rangos ácidos que dañan el esmalte dental, acción favorecida por el consumo de azúcares refinadas concentradas.
SABÍAS
QUE:
El pH es tan importante para los seres humanos como para otros seres vivos. Por ejemplo, la hydrangea macrophylla es una planta que dependiendo del pH del suelo florece de color azul si el suelo tiene pH menores a 7 o roja si tiene pH mayores a 7.
En http://www.chembuddy.com/?left=pH-calculation&right=toc podrás desarrollar cálculos de pH para diferentes disoluciones. 215
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Interpretación de datos. - Clasificación. - Aplicación de conceptos. - Resolución de problemas.
1. Define los siguientes conceptos: a. Ácido de Arrhenius. b. Ácido de Lowry - Brönsted. c. Base de Arrhenius. d. Base de Lowry- Brönsted. e. Sustancia neutra. 2. Explica brevemente. a. ¿Por qué se indica que el agua es una especie anfótera? b. ¿Qué es la ionización y qué el producto iónico del agua? c. ¿Cómo se establece la escala de pH? d. ¿Por qué una sustancia de pH 3 se clasifica como ácida y no como básica? 3. En tu cuaderno escribe las siguientes ecuaciones e identifica en ellas las sustancias ácidas, básicas y las especies neutras si corresponde. H3O+(ac) + NO–3(ac) a. HNO3(ac) + H2O(l) b. KOH(ac)
K+(ac) + OH–(ac) H3O+(ac) + ClO–4(ac)
c. HClO4(ac) + H2O(l)
Recuerda [H+]
pH = – log Kw = [H+]·[OH–] pOH = – log [OH–] 14 = pH + pOH
d. HF(ac) e. LiOH(ac)
H+(ac) + F–(ac) Li+(ac) + OH–(ac)
f. CH3COOH(ac) + NH3(ac)
CH3COO–(ac) + NH+4(ac)
g. H2SO4(ac) + H2O(l) HSO–4(ac) + H3O+(ac) 4. Si el pH de una disolución es 9, ¿cuál es la concentración de iones hidrógeno y de hidroxilo? 5. Si otra disolución tiene pH 5, ¿cuál es la concentración de iones hidrógeno y de hidroxilos presentes en ella? 6. ¿Cuál es el pOH de una disolución de pH igual a 4,5? 7. Si el pH de una disolución es 8, determina el valor del pOH y del [H+] y [OH–]. 8. Clasifica las siguientes sustancias como ácidas, neutras o básicas. a. Colonia b. Champú c. Leche d. Jugo de naranja e. Agua destilada 9. Completa en tu cuaderno la siguiente tabla. Tipo de especie Base
pH 11 10
pOH 3
[H+]
[OH –] 1 · 10–4
1 · 10–4 7 1 · 10–9 Ácido
2
10. Estima el comportamiento y concentración de los siguientes fluidos humanos, según los datos entregados en la página anterior. a. Orina b. Sangre c. Saliva d. Lágrimas e. Jugo gástrico
216
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
Fuerza relativa de ácidos y bases Como hemos visto, los ácidos y las bases se disocian en disolución, pero ¿se disociarán con la misma intensidad todas las especies? Es precisamente en este punto en el que podemos distinguir los electrolitos fuertes de los débiles, es decir, aquellos que se disocian completa o totalmente, de aquellos que sólo lo hacen en forma parcial. Los electrolitos fuertes son los ácidos y bases fuertes y los electrolitos débiles, los ácidos y bases débiles. La siguiente imagen representa la diferencia entre ambos conceptos.
a. Ácido fuerte
[HA]
[A-]
[H+]
[A-]
[HA]
[H+]
Final
Inicial
b. Ácido débil
[HA]
[A-]
Inicial
[H+]
[HA]
[A-]
[H+]
Final
Figura 8. Representación del comportamiento de un ácido fuerte y un ácido débil.
Como puedes apreciar en la figura, el ácido o la base fuerte se convierte en iones en su totalidad, no así las especies débiles, en las cuales una pequeña porción da origen a los productos. Un criterio teórico para distinguir la fuerza de un ácido es su constante de acidez (Ka), expresión que relaciona la concentración de los reactantes y de los productos. Si ésta (Ka) es mayor a 1 (Ka > 1) se indica que el ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad (100%); por el contrario, si Ka < 1, el ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado (no el 100%).
217
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
En las bases, la constante que relaciona las concentraciones de sus productos y reactantes en reacción se denomina de “basicidad”(Kb ). Ambas constantes (Ka y Kb ) se relacionan en la expresión de la constante del agua (Kw ) de la forma: Kw = Ka · Kb
MÁS QUE QUÍMICA A lo largo de la mucosa del estómago se encuentran diseminadas unas glándulas que segregan el jugo gástrico formado por la enzima pepsina y el ácido clorhídrico (HCl). Las células que yacen en las paredes del estómago producen la mucina, que cumple una acción lubricante y protectora, pues la presencia del HCl en el jugo gástrico hace que éste alcance pH de 1,5, haciendo de este líquido uno de los más ácidos del planeta.
Esta relación es utilizada para determinar el valor de Kb , pues Kw es un valor conocido y el de Ka se encuentra tabulado para cada ácido conocido. La siguiente tabla muestra el Ka de algunos ácidos débiles.
Fórmula
Ka
pKa
H3PO4
7.5 · 10–3
2.12
HF
3.5 · 10–5
4.46
NH4+
5.7 · 10–10
9.24
Como ya hemos visto, los ácidos al disociarse (separarse en sus componentes, formando un anión y un catión) forman una base y las bases un ácido, por ejemplo:
HCl(ac)
+
NH3(ac)
Cl–(ac)
Base
Base conjugada
Ácido
+
NH+4(ac)
Ácido conjugado
Allí se puede observar que el HCl (ácido fuerte) tiene la base conjugada Cl–, y la base NH3 (base fuerte) el ácido conjugado NH4+. La fuerza relativa de las especies en los productos es el opuesto a las especies presentes en los reactantes, es decir, los ácidos o bases fuertes producen ácidos o bases débiles.
Ácido fuerte
Produce
Base débil
Base fuerte
Produce
Ácido débil
Ácido débil
Produce
Base fuerte
Base débil
Produce
Ácido fuerte
En http://www.fisicanet.com.ar encontrarás ejercicios de disoluciones y ácido-base para resolver. 218
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
Cálculo de pH en ácidos y bases fuertes y débiles En las especies fuertes, el cálculo de pH o de pOH depende directamente de la concentración inicial de las especies y su comportamiento, pues la concentración de [H+] y de [OH–] en disociación será igual a la concentración inicial de la especie. Observa con atención el siguiente ejemplo: Se determina a continuación el pH de una disolución 0,1 M de HCl.
Reacción química
HCl(ac)
H+(ac)
Estado inicial
0,1 M
------
------
Estado final
-----
0,1M
0,1 M
+
Cl–(ac)
La concentración de [H+] disociado es igual a la concentración inicial de la especie fuerte; por lo tanto: pH = –log [H+] donde [H+] es la concentración inicial de HCl y, por lo tanto, pH = –log 0,1 pH = 1 Este efecto se produce en todas las especies fuertes, independiente de su clasificación como ácidos o bases. Por ejemplo: se determina a continuación el pH de una disolución 0,02 M de NaOH.
Reacción química
NaOH(ac)
Na+(ac)
Estado inicial
0,02 M
------
------
Estado final
-----
0,02M
0,02 M
+
OH–(ac)
pOH = –log [OH–] pOH = –log 0,02 pOH = 1,69 Aplicando: pH + pOH= 14 Se puede establecer el valor del pH como: pH = 14 - pOH pH = 14 - 1,69 pH = 12,31
1. Determina el pH para las siguientes especies: a. HF 0,03 M b. LiOH 0,5 M c. HNO3 0,067 M 2. ¿Cuál de las sustancias anteriores es más ácida?
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Interpretación de datos. - Resolución de problemas.
En http://www.educared.net puedes resolver ejercicios relacionados con el cálculo de pH. 219
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Ácidos y bases débiles En estas especies la disociación no es completa, razón por la cual la concentración de [H+] y de [OH–] no será igual a la concentración inicial de la especie.
MÁS QUE QUÍMICA El vinagre presenta una alta concentración de ácido acético (3 a 5%), lo que le otorga un sabor cítrico.
Revisa con atención el siguiente ejemplo: Se determina a continuación el pH de una disolución 1,5 M de CH3COOH que tiene una constante de disociación de 1,8 · 10–5.
Reacción química
CH3COOH(ac)
H+(ac)
Estado inicial
0,015 M
------
------
Estado final
0,015 – x
x
x
+
CH3COO–(ac)
Se observa que [H+] = x Ácidos débiles como el cítrico, pirúvico, oxálico, acético y tartárico cumplen importantes funciones en el metabolismo del cuerpo y se encuentran en frutas y verduras. El piruvato, por ejemplo, es un subproducto del metabolismo de la glucosa, utilizado para proveer energía gracias al ciclo de Kreb; el oxálico está presente en las espinacas y el zumo de la uva, y el ácido cítrico, uno de los mejores antioxidantes, se encuentra en naranjas y limones.
La expresión para Ka =
[H+] [CH3COO–] [CH3COOH]
Al reemplazar los valores: Ka =
x·x 0,015 · x
0
Como x es despreciable por ser una cantidad mínima, así: x2 Ka = 0,015 Al despejar x se obtiene x = d Ka · 0,015 , que se puede plantear en términos generales como: pH = – logdKa · Co x = d 1,8 · 10–5 · 1,5 · 10–2 x = [H+] = 5,2 · 10–4 Entonces el pH será: pH = - log 5,2 · 10–4 pH = 3,28 Asimismo, las bases presentan igual comportamiento, razón por la cual el pOH será: pOH = – logdKb · Co donde Co corresponde a la concentración inicial. En síntesis, para calcular el pH y pOH de una especie se debe considerar la fuerza relativa de las especies de acuerdo con el siguiente cuadro resumen.
220
Especie
Ka
Disociación
[H+]
[OH–]
Fórmula
Ácido fuerte
Ka>1
100 %
= Co
[H+]>[OH–]
pH = –log [H+]
Base fuerte
Kb>1
100 %
[H+]<[OH–]
= Co
pOH = –log [OH–]
Ácido débil
Ka<1 menor al 100 %
x
[H+]>[OH–]
pH = –log Ka · Co
Base débil
Kb<1 menor al 100 % [H+]<[OH–]
x
pOH = –log Kb · Co
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
1. Determina el pH de las siguientes disoluciones: a. Una disolución de ácido clorhídrico (HCl) 0,051 M. b. Del ácido fluorhídrico (HF) 0,057 M de Ka 3,5 · 10– 5. c. De una disolución de ácido nítrico (HNO3) 0,01 M. d. El amoníaco (NH3) 0,067 M en agua forma el ión amonio (NH4+) y ión hidronio. e. Del KOH 0,35 M.
DESAFÍO CIENTÍFICO Habilidades a desarrollar: - Interpretación de datos. - Resolución de ejercicios y problemas. - Aplicación de conceptos. - Predicción.
2. Para obtener la concentración a partir del pH o el pOH debes aplicar la siguiente expresión, respectivamente: [H+] = 10–pH y [OH–] = 10–pOH Obtén la concentración de las siguientes disoluciones: a. Una taza de café que tiene un pH 5. b. Una limonada de pH 4,2. c. Un vaso de leche de pH 6,5. d. Una taza de té de pH 5,5. e. Un vaso de sal de fruta antiácido de pH 9. 3. Establece la ecuación química de las reacciones entre: b. HNO3 y LiOH c. HCl y Ca(OH)2 a. H2SO4 y KOH 4. Predice el comportamiento de cada una de las sustancias del punto 3. 5. Los ácidos y bases tienen importantes usos en la agricultura. Los ácidos sulfúrico, nítrico y fosfórico se usan en la fabricación de fertilizantes. Lo mismo el amoníaco, que es materia prima para la producción de abonos como los nitratos. Otro importante factor para mejorar los cultivos es, también, regular el pH de los suelos. Cuando el pH de la tierra es ácido, los agricultores neutralizan los suelos, poniéndoles carbonato de calcio CaCO3. El ión carbonato CO3–2 actúa como base neutralizando el medio ácido. De acuerdo con esta información, intenta presentar las ecuaciones químicas del proceso. 6. Si usamos agua dura para cocinar, las sales de calcio y magnesio no son arrastradas por el vapor de agua que se desprende, sino que se acumulan al fondo de las ollas, formando el conocido sarro. Esto dificulta la transmisión del calor del metal al agua, por lo cual se necesita gastar más energía para la cocción de los alimentos. Cuando se utiliza agua dura para lavar, observamos que el jabón no se junta con el agua, decimos que el jabón se corta y necesitamos disolver una gran cantidad de jabón en el agua hasta conseguir la disolución jabonosa necesaria para el lavado. La dureza temporal del agua se puede controlar, en gran escala, añadiendo hidróxido de calcio. Representa este proceso a través de ecuaciones químicas. 7. El funcionamiento de las industrias, los vehículos motorizados y nuestros propios hogares, liberan al aire una mezcla de gases nocivos que provocan el problema ambiental conocido como lluvia ácida. Debido a que el agua de lluvia disuelve el CO2, SO3 y los de nitrógeno atmosférico que producen ácido carbónico, ácido sulfúrico y ácido nítrico respectivamente. Representa mediante ecuaciones químicas. 221
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
MÁS QUE QUÍMICA La disolución de hidróxido de aluminio (Al(OH)3) e hidróxido de magnesio (Mg(OH)2) es la más utilizada para aliviar la pirosis, más conocida como acidez estomacal, pues al combinarse con el ácido del jugo gástrico reacciona formando porciones de sal y agua que aumentan el pH.
Neutralización Al reaccionar un ácido y una base se produce una neutralización, en la cual es posible constatar la formación de una sal y de agua, según el mecanismo general: ÁCIDO + BASE
SAL + AGUA
Al obtenerse una sal neutra, el pH de los productos es cercano a 7,0, lo que ciertamente depende de la fuerza de las especies que reaccionan. Lo anterior se explica al recordar que los ácidos liberan iones hidrógeno y las bases iones hidroxilos, los que al combinarse dan origen al agua. Por ejemplo: HCl + NaOH
NaCl + H2O
En la práctica, la obtención del punto de neutralización de una sustancia tiene diversas aplicaciones, siendo la más básica y primordial la de establecer mecanismos que permitan “restringir”la acción de una base o un ácido; por ejemplo, en quemaduras o cuando nos “arde el estómago”o en la picadura de un insecto o al neutralizar el olor. En la práctica experimental, la volumétrica de neutralización permite observar el comportamiento del pH de sustancias ácidas o básicas por adición de otra especie. Dicha medición se puede realizar empleando un mecanismo instrumental básico, como el que muestra la figura 9, en el cual se deposita la sustancia por neutralizar en el matraz de erlenmeyer y la especie que neutralizará en la bureta. Figura 9. Montaje para una valoración ácido-base. pH
En el gráfico se observa que el pH disminuye en la medida que el volumen de ácido agregado aumenta, pasando por el punto de neutralización (pH=7), para alcanzar un pH ácido. En la valoración se produce la existencia de tres momentos de concentración:
12 10 8 6 4 2 0 pH
[OH–] > [H+] 20 40 60 80 100 120 V (ml)
12 10 8 6 4 2 0 20 40 60 80 100 120 V (ml) Figura 10. Representación gráfica de una curva de valoración de una base (A) y de un ácido (B).
222
Si se neutraliza una base, se ubica en el matraz de erlenmeyer y el pH experimenta el comportamiento descrito en el gráfico (A).
[OH–] = [H+]
[OH–] < [H+]
Por el contrario, si la especie titulada es el ácido, la curva de titulación será la presentada en el gráfico B de la figura 10. En ella se observa el cambio de un pH ácido hasta un pH básico, produciéndose una varación de concentración que puede resumirse como: [OH–] < [H+]
[OH–] = [H+]
[OH–] > [H+].
En http://perso.wanadoo.es/cpalacio/acidobase2.htm encontrarás titulaciones ácido-base a microescala.
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
Amortiguadores o disoluciones buffer
CIENCIA EN ACCIÓN
Estudiaremos: - Disoluciones amortiguadoras. Introducción Las disoluciones buffer mantienen el pH original aun cuando se adicionen cantidades importantes de ácidos o bases. Esto químicamente es importante, pero resulta extraordinario cuando se observa en sistemas orgánicos como nuestro propio cuerpo. En la siguiente experiencia manipularás una disolución neutra común y una disolución buffer. Ambas serán sometidas a la adición de sustancias ácidas y básicas para observar el comportamiento del pH. Paso 1: La observación Observa las sustancias con las que trabajarás y clasifica como ácidas o básicas según corresponda. Paso 2: Preguntas de investigación Lee atentamente el diseño experimental y formula preguntas de investigación pertinentes. Paso 3: Formulación de hipótesis Establece las hipótesis de investigación relativas al comportamiento que experimenta el buffer o amortiguador con las sustancias: café, bebida, ácido clorhídrico. Paso 4: Diseño experimental 1. En un vaso pp dispón a 20 mL de disolución amortiguadora y registra el pH de la disolución. 2. Enumera cuatro tubos de ensayo. A cada uno de ellos agrega 5 mL de disolución amortiguadora. 3. A cada tubo agrega, respectivamente: 1 mL de café, 1 mL de bebida, 1 mL de ácido clorhídrico y 1 mL de hidróxido de sodio. 4. Registra el pH de cada una de las mezclas. 5. Enumera otros cuatro tubos de ensayo. Repite los procedimientos 2, 3 y 4, reemplazando la disolución amortiguadora por agua destilada. Paso 5: Registro de observaciones Registra las observaciones, especialmente las variaciones de pH observadas.
Habilidades a desarrollar: - Resolución de problemas. - Predicción. - Preparación de disoluciones. Materiales • Dos pipetas de 5 mL. • Dos varillas de vidrio. • Ocho tubos de ensayos. • Una gradilla. • Un peachímetro o papel pH universal en su ausencia. • Dos vasos pp de 250 mL. Reactivos • 20 mL de disolución de café. • 20 mL de bebida de fantasía. • 10 mL de disolución amortiguadora de ácido acético (0,5 M) y acetato de sodio (0,5 M). • 10 mL de agua destilada. • 5 mL de ácido clorhídrico concentrado. • 5 mL de hidróxido de sodio concentrado.
Paso 6: Recopilación y ordenamiento de datos Recopila y ordena tus observaciones en la siguiente tabla.
223
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Indicadores pH original pH con café pH con bebida pH con ácido clorhídrico pH con hidróxido de sodio
Disolución amortiguadora
Agua destilada
Paso 7: Análisis de datos 1. ¿Qué puedes observar comparativamente respecto al pH de la disolución amortiguadora y del agua destilada? 2. Escribe las ecuaciones químicas que explican el comportamiento de la disolución amortiguadora con el ácido y con la base. 3. De acuerdo con la variación de pH de la disolución amortiguadora con café y con bebida, ¿estas especies reaccionaron con la sal o con el ácido como amortiguador? Justifica tu respuesta. 4. Investiga cómo funciona el buffer de la sangre y cuál es su importancia. Al respecto, concluye qué sucedería si ese buffer fuera reemplazado por agua destilada. Paso 8: Conclusión y comunicación de resultados Para concluir el trabajo comparte con tu grupo la siguiente pregunta: ¿qué puedes decir respecto de la importancia de los amortiguadores? Posteriormente elabora un escrito que resuma coherentemente las ideas planteadas. Una vez terminada la conclusión, escoge un medio para comunicar los resultados. Paso 9: Evaluación del trabajo realizado Completa la siguiente tabla marcando con un X la opción que mejor te represente para evaluar el trabajo realizado: Aspectos por evaluar Me preocupé de leer las habilidades que voy a desarrollar y el procedimiento de trabajo. Nos preocupamos de practicar las habilidades propuestas en esta actividad. Cada uno de los integrantes del equipo participó activamente. Fui responsable en las labores que me fueron confiadas. Me preocupé de conocer las acciones de cada uno de los integrantes del equipo. Fui respetuoso del trabajo realizado por los otros integrantes del equipo. Pude comprobar el comportamiento buffer o amortiguador del par ácido acético - acetato de sodio Cooperé activamente para que el trabajo desarrollado fuera efectivo.
224
NL
PL
L
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
Amortiguadores
Recuerda
Las disoluciones amortiguadoras o buffer ofrecen una gran resistencia a modificar el pH, a pesar de agregar cantidades de ácido o de base. Se obtienen por mezcla de un ácido débil y su sal (HAc / MAc) o por una base débil y su sal (MOH / MNM). En una disolución ácida, básica o neutra, se observa que al agregar una base o ácido, respectivamente, el pH sufre un violento cambio, provocando el desequilibrio del sistema químico. Así, si se tiene una solución neutra en la cual las concentraciones de OH– y H+ son idénticas, al agregar un ácido o una base el pH cambiará, tal como muestran las siguientes figuras:
Ejemplos comunes de amortiguadores son los siguientes pares: Ácido acético (CH3COOH) / acetato de sodio (CH3COONa). Amoniaco (NH3) / cloruro de amonio (NH4Cl). Ácido carbónico (H2CO3) / bicarbonato (CO32–). MÁS QUE QUÍMICA
pH=1
pH=1
pH=7
OH
H+
pH=7
pH=1 OH–
H+
pH=7
H+
OH–
pH=14
pH=14
pH=14
Disolución neutra
Disolución neutra a la que se adicionó una disolución ácida
Disolución neutra a la que se adicionó una disolución básica
Figura 11. Representación de la adición de un ácido y una base en una disolución.
El pH de una disolución amortiguadora se calcula aplicando la siguiente fórmula, conocida como “ecuación de Henderson-Hasselbach”: pH = pKa + log
[SAL] [ÁCIDO]
Donde: pKa, corresponde al logaritmo negativo de la constante de acidez de ácido que forma el buffer. [SAL], representa la concentración molar de la sal. [ÁCIDO], corresponde a la concentración molar del ácido. Las disoluciones amortiguadoras forman un ácido o una base débil y agua al reaccionar con el ácido o la base de acuerdo con el siguiente proceso: 1. El ácido (HA) en agua se disocia, formando un anión (A–) y liberando iones hidrógeno, por ejemplo: CH3COOH + H2O
CH3COO– + H3O+
2. En disolución, la sal del ácido (MA) se disociaría, liberando el anión del ácido (A–) y el metal como catión (M+), por ejemplo: CH3COONa
Los organismos vivos no soportan variaciones del pH mayores que unas décimas de unidad y por eso han desarrollado a lo largo de la evolución sistemas de tampón o buffer, que mantienen el pH constante. El tampón bicarbonato es común en los líquidos intercelulares, mantiene el pH en valores próximos a 7,4, gracias al equilibrio entre el ion bicarbonato y el ácido carbónico, que a su vez se disocia en dióxido de carbono y agua: HCO3– + H+ H2CO3 CO2 + H2O Si aumenta la concentración de H+ en el medio por cualquier proceso químico, el equilibrio se desplaza a la derecha y se elimina al exterior el exceso de CO2 producido. Si, por el contrario, disminuye la concentración de H+ del medio, el equilibrio se desplaza a la izquierda, para lo cual se toma CO2 del medio exterior por acción de los alvéolos.
CH3COO– + Na+ 225
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
3. Si se adiciona un ácido fuerte al amortiguador, la sal del ácido (MA) reacciona con el ácido (HX), dando origen a un ácido débil (HA) y a una sal (MX), por ejemplo: CH3COONa + HCl
CH3COOH + NaCl
4. Al adicionar una base fuerte (MOH) reacciona con el ácido (HA) para formar una sal (MA) y agua (H2O), por ejemplo: MÁS QUE QUÍMICA La sangre, de pH aproximado 7,8, presenta un buffer de ácido carbónico que le permite mantener el equilibrio de pH a pesar de las sustancias que le obligamos a transportar por nuestro organismo cuando bebemos líquidos y nos alimentamos. Dicho buffer es fundamental para la vida. De hecho, su descompensación por la acción de sustancias ácidas, denominada “acidosis”, o por sustancias básicas, llamada “alcalosis”, pueden provocar la muerte. Uno de estos estados puede ser provocado por el consumo excesivo de alcohol, generando un desequilibrio (intoxicación) que la sangre no es capaz de regular, afectando a todo el organismo y provocando una falla sistémica general.
CH3COOH + KOH
CH3COOK + H2O
permitiendo que el pH se conserve en un rango similar al original de la disolución amortiguadora. Esto significa que el buffer cambia de pH, pero lo hace levemente. El cambio de pH experimentado por una disolución amortiguadora se calcula aplicando la ecuación de Henderson - Hasselbach, considerando la suma o resta de la concentración agregada según corresponda. Por ejemplo: Un litro de disolución contiene ácido acético (CH3COOH) 0,5 M y acetato de sodio (CH3COONa) 0,5 M y el Ka del ácido es 1,8 · 10–5. ¿Cuál será su pH luego de agregar ácido clorhídrico (HCl) 0,1 M? 1. Determinaremos el pH de la disolución amortiguadora formada por el ácido acético y el acetato de sodio. Aplicando la fórmula se obtiene: pH = - log Ka + log [sal] / [ácido] pH = - log 1,8 · 10–5 + log [0,5] / [0,5] pH = 4,75. 2. Calculemos el pH del buffer al agregar HCl 0,1 M.
a. El ácido fuerte adicionado reaccionará con la sal del ácido, dando origen a un ácido débil y a una sal, tal como se muestra en la reacción química siguiente del comportamiento buffer. CH3COONa + HCl
CH3COOH + NaCl
b. Lo anterior indica que la concentración de ácido en el buffer se ve aumentada y la de la sal disminuida, es decir, la concentración del HCl se “suma”a la del ácido del buffer, produciendo una “resta”a la de la sal por reacción, luego: CH3COONa + HCl 0,5 – 0,1
CH3COOH + NaCl 0,5 + 0,1
c. El cálculo para el nuevo pH del buffer es: pH = - log 1,8 · 10–5 + log (0,5 + 0,1 ) / ( 0,5 – 0,1 ) pH = 4,58. Finalmente, es posible apreciar que el pH del buffer ha variado de 4,75 a 4,58 por la adición de un ácido fuerte de pH = 1. 226
Revista Científica
Sistemas amortiguadores de importancia vital El equilibrio ácido-base requiere la integración de tres sistemas orgánicos: el hígado, los pulmones y el riñón. En resumen, el hígado metaboliza las proteínas, produciendo iones hidrógeno (H+); el pulmón elimina el dióxido de carbono (CO2), y el riñón genera nuevo bicarbonato (HCO3–). El medio interno va a mantener un pH dentro de unos límites fisiológicos de 7,35 y 7,45. Sin embargo, en el organismo existe una producción continua de ácidos llamados fijos (H+) y volátiles (CO2). Ambos (ácidos fijos y volátiles) son eliminados del organismo, siendo la expulsión de los “ácidos fijos” procesos más lentos. Sin embargo, el organismo dispone de medios que actúan coordinadamente para defenderse de forma rápida de la acidez. La primera línea de defensa está constituida por los buffers (gracias a su capacidad de captar o liberar protones de forma inmediata), la segunda se basa en la regulación respiratoria y la tercera línea, en la regulación renal. En condiciones normales, la concentración de hidrógeno del líquido extracelular es baja, oscilando entre valores que equivalen a un rango de pH entre 6,80 y 7,80, valor que al variar produce severos trastornos en procesos vitales. El principal producto ácido del metabolismo celular proviene de la hidratación del dióxido de carbono (CO2), que en presencia de la anhidrasa carbónica produce ácido carbónico según la reacción: CO2 + H2O
H2CO3
El amortiguador “carbónico/bicarbonato” es el tampón más importante en la homeostasis del pH porque está presente en todos los medios, tanto intracelulares como extracelulares, siendo la concentración del bicarbonato mayor en el segundo. La concentración de ambas especies es regulable: el CO2 a nivel pulmonar y el
bicarbonato a nivel renal. La suma de las concentraciones del ácido y de la base no es constante, lo que aumenta la capacidad amortiguadora. CO2 + H2O
H2CO3
H+ + HCO3–
Por ende, cualquier cambio de pH se traducirá en una alteración de la relación de concentración: [HCO3–] / [H2CO3]. Al ser esta relación ([HCO3–] / [H2CO3]) mayor que 20, el sistema orgánico sufre una “alcalosis”, y un valor menor que 20 producirá una “acidosis”. La respiración regula la concentración de ácido del organismo, manteniendo la presión parcial de CO2 en la sangre arterial. Por su parte, la concentración de ácido carbónico es proporcional a la presión del CO2. El riñón es el principal órgano implicado en la regulación del equilibrio ácido-base por dos motivos: es la principal vía de eliminación de la carga ácida y de los metabolitos ácidos patológicos y es el responsable de mantener la concentración plasmática de bicarbonato, gracias a su capacidad para reabsorber y generar bicarbonato de modo variable en función del pH de las células tubulares renales. En situación de acidosis, se producirá un aumento de la excreción de ácidos y se reabsorberá más bicarbonato; por el contrario, en alcalosis, se retendrá más ácido y se eliminará más bicarbonato, haciendo oscilar el pH urinario entre los valores 4,5 y 8,2. Cuando existe un exceso de iones bicarbonato respecto de iones H+ en la orina (alcalosis metabólica), el bicarbonato no se reabsorbe y se excreta en la orina. En la acidosis, por el contrario, existe un exceso de iones H+ con respecto a iones bicarbonato, lo que hace que la reabsorción de bicarbonato sea completa. La acidosis metabólica puede ser causada por: insuficiencia renal, acidosis láctica, provocada a su vez por mala nutrición, consumo de alcohol etílico, leucemia, SIDA, diabetes, ayuno prolongado, uso de drogas, entre otros; además
de pérdidas gastrointestinales de bicarbonato (diarreas, fístulas pancreáticas biliares, e intestinales). La alcalosis metabólica, por su parte, puede ser provocada por vómitos y aspiración gástrica, entre otros. Para la reflexión Habilidades a desarrollar: - Aplicación. - Investigación.
Como puedes observar, los amortiguadores son un constituyente químico de nuestro organismo de importancia vital. Al respecto señala: 1. ¿Cuáles son los buffer a los que el texto hace referencia? 2. ¿Qué son los ácidos fijos y los ácidos volátiles? 3. ¿Por qué es importante la relación de concentración [HCO3–] / [H2CO3]. 4. ¿Cuál es la diferencia entre alcalosis y acidosis metabólica y respiratoria? 5. Investiga cómo se tratan la alcalosis y la acidosis metabólica y respiratoria. 6. Averigua cómo se relaciona el consumo de alcohol con la aparición de alcalosis y acidosis.
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Revisemos lo aprendido: Tema 2 En forma individual, desarrolla las siguientes actividades en tu cuaderno. Recuerda consultar tus dudas con tu profesor o profesora y una vez terminada la actividad compara tus resultados con los de tus compañeros y compañeras. I. Ítem de asociación: Relaciona los conceptos numerados con sus respectivas definiciones dispuestas en desorden identificadas por letras. 1. Ácido según Arrhenius. 2. Disolución amortiguadora. 3. Base según Arrhenius. 4. Disoluciones electrolíticas. 5. Base de Brönsted. 6. Disociación. 7. Disoluciones no electrolíticas. 8. Ácido de Brönsted. a. Proceso mediante el cual los compuestos se separan en sus componentes, generalmente por acción del agua. b. Sustancia que en disolución captura iones de hidrógeno. c. Sustancia formada por un ácido o una base y su sal, que experimenta pequeños cambios de pH por adición de sustancias ácidas o básicas. d. Sustancia que en disolución acuosa libera iones de hidrógeno. e. Disoluciones que presentan compuestos apolares, dispersión y no conducen electricidad. f. Sustancia que en disolución acuosa se disocia, liberando iones hidróxilos. g. Sustancia que en disolución puede donar iones de hidrógeno. h. Disoluciones que contienen componentes polares o iónicos que son capaces de disociarse parcial o totalmente, conduciendo electricidad. II. Ítem de respuesta breve: Responde a las siguientes preguntas. 1. ¿Cuál es la importancia de los antiácidos? 2. El jabón es una sustancia básica. ¿Por qué retira la suciedad de nuestro cuerpo?
228
III. Ítem de completación: anota en los espacios que corresponda según lo pedido. 1. Representa mediante ecuaciones. a. ácido + agua ________ + ________ b. base + agua ________ + ________ c. ácido conjugado + agua base + _____ d. base conjugada + protones ácido + __ 2. Completa las siguientes ecuaciones químicas y reconoce ácidos, bases y especies conjugadas según corresponda. a. HNO3 + ________ _______ + H3O+ b. _______ Li+ + OH– c. _______ + KOH KF + H2O d. HCl + NaHCO3 NaCl + _______ e. NH3 + _____ _____ + NH4+ 3. Disocia las siguientes especies en agua. a. NaNO3 _______ + ________ b. Ca(OH)2 _______ + ________ c. NH4+ _______ + ________ d. H2SO4 _______ + ________ e. KOH _______ + ________ f. H2S _______ + ________ g. HClO4 _______ + ________ IV. Ítem de ejercicios: Desarrolla de forma completa dada uno. 1. Representa e interpreta a través de un gráfico de solubilidad el comportamiento de dos sustancias según los valores de la tabla. Temperatura (ºC) 20 30 40 50
Solubilidad, g/100 mL Sustancia A Sustancia B 15 10 17 20 19 35 20 40
2. ¿Cuál es el pH de un buffer preparado con un ácido (HA) de concentración 0,46 M de Ka = 1,5 · 10–6 y su sal (MA) de concentración 0,87 M? a. ¿Cuál será el pH del buffer al agregar un ácido de concentración 0,15 M? b. ¿Qué pH presentará al adicionar una base fuerte de pH 12?
TEMA 2: ÁCIDOS Y BASES
3. Ordena ascendentemente las siguientes especies según su fuerza relativa, teniendo presente los datos entregados a continuación. Especie
Ka
A
3,76 · 10–18
B
1,98 · 10–21
C
3,2 · 10–2
D
7,5 · 10–5
E
4,4 · 10–4
F
6,3 · 10–1
4. Para cada una de las siguientes disoluciones plantea la ecuación química que explica su comportamiento y calcula el pH. a. Disolución de ácido clorhídrico (HCl) 0,04 M. b. Disolución hidróxido potasio (KOH) 0,59 M. c. Disolución de ácido acético (CH3COOH) 0,78 M de Ka = 1,8 · 10–5. d. Disolución de amoniaco (NH3) 0,25 % m/v. e. Disolución de ácido fluorhídrico (HF) 0,06 % m/m. La densidad de la disolución es igual a 1,3 g/mL. V. Opción única: Marca la letra correcta. 1. ¿Cuál de las siguientes propiedades NO la presenta un ácido en solución acuosa? a. Reaccionar con los metales, como magnesio y zinc, desprendiendo hidrógeno gaseoso. b. Conducir la corriente eléctrica. c. Tornar de color rojo el papel tornasol azul. d. Tener valores de pH inferiores a 7. e. Quedar incolora al adicionarle fenolftaleína. 2. ¿Cuál de las siguientes alternativas presenta la solución más alcalina? a. [OH–] = 1 · 10–6 M b. [H+] = 1 · 10–1 M c. [H+] = 0,1 · 10–4 M d. [OH–] = 1 · 10–14 M e. [H+] = 0,001 · 10–1 M
Autoevaluación Revisa el nivel de logro de los aprendizajes esperados para este tema. Recuerda ser honesto(a) al responder. Sólo así podrás revisar aquellos aspectos que consideras que no han sido logrados completamente. Marca con una X el casillero que correponda. Logrado (L): Has logrado plenamente. Medianamente Logrado (ML): Has logrado parcialmente el aprendizaje, aún falta trabajar algunos aspectos. Por lograr (PL): Aún no logras el aprendizaje, debes seguir trabajando para ello. Aspecto por evaluar L ML PL Identifico entre diversas sustancias aquellas que tienen un comportamiento ácido o básico. Asocio el comportamiento ácido con la presencia de iones hidrógeno o la transferencia de protones y el comportamiento básico con la presencia de iones hidroxilos o la aceptación de protones. Sé que se puede determinar la concentración de una disolución por métodos cualitativos, como los indicadores líquidos o papel indicador, y obtener la concentración por métodos cuantitativos, como el peachímetro o aplicando cálculos matemáticos basados en los logaritmos. Soy capaz de aplicar los conceptos ácido base a la comprensión de fenómenos de la vida diaria como para neutralizar la acidez estomacal usar una sustancia básica, como lo es un antiácido, o para retirar el óxido de un cuchillo (base) usar jugo de limón (ácido). Soy capaz de explicar el comportamiento de las disoluciones amortiguadoras y aplicarlas al equilibrio ácido base que se produce en nuestro organismo. Por ejemplo, cuando aumenta a nivel sanguíneo la acidez se activa el buffer H2CO3/HCO3– a nivel pulmonar y a nivel renal. Puedo estimar el pH de las disoluciones y, a su vez, separarlas en sustancias ácidas y básicas. Diferencio entre ácidos y bases fuertes y ácidos y bases débiles de acuerdo con los valores de sus constantes de equilibrio. 229
UNIDAD 4: DISOLUCIONES
Síntesis de la Unidad 4 Se presentan a continuación conceptos fundamentales estudiados en esta unidad. mol - insaturadas - amortiguadoras - estado del disolvente - bases - concentración - punto de ebullición - neutralización - molalidad - Lowry sobresaturada - homogéneas - Arrhenius constante de acidez - %m/m - pH = – log [H+] solubilidad - % v/v - presión de vapor - tipo de soluto - solutos - molaridad - punto de congelación - Ácidas - Brönsted - ionización del agua - osmosis Relaciona cada uno de ellos con las ideas principales resumidas a continuación. 1. Las mezclas se forman por la unión de dos o más compuestos, dando origen a mezclas _________________________ y heterogéneas. 2. Las mezclas homogéneas se pueden denominar también disoluciones, en las cuales se reconocen los ________________________ y disolventes. 3. Para clasificar las disoluciones se pueden establecer tres criterios distintos: el ___________________, la relación A y B y el _________________________. 4. En las disoluciones ____________ la cantidad de A es menor que la cantidad de B. 5. Una disolución ________________ puede llegar a ser insaturada al aplicar temperatura. 6. La _______________ es la medida de la capacidad de una sustancia para disolverse. 7. Se denomina ___________________ a la relación proporcional entre A y B o AB. 8. El _____________ se define como la relación entre la masa en gramos de A en 100 g de AB. 9. El _________ es el volumen de A en 100 mL de AB. 10. El _________ es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene la misma cantidad de partículas que átomos hay en 0,012 kg de C–12. 11. La _________ es la unidad de concentración que se define como la cantidad de A en 1 litro de AB. 12. La unidad de concentración que corresponde a la cantidad de A en 1 kg de AB se denomina _________________________________. 13. La medida del número de moléculas que escapan de la superficie del líquido por unidad de área se llama _________________________. 14. El ascenso del _______________ es directamente proporcional a la concentración de A. 230
15. El ____________________ de una disolución es siempre más bajo (en el sentido negativo) que el disolvente puro y directamente proporcional a la concentración de A. 16. La __________________ permite establecer el equilibrio entre dos disoluciones continuas y separadas sólo por una membrana semipermeable. 17. En la naturaleza existen sustancias _____________ y básicas. 18. Para _______________, las bases son aquellas que en disolución acuosa liberan iones hidroxilos, y los ácidos son las sustancias capaces de liberar iones hidrógeno en disolución acuosa. 19. Para___________ y _____________, los ácidos son aquellas sustancias que en disolución liberan iones de hidrógeno, y las bases son capaces de captar dichos iones. 20. La relación Kw = [H+] · [OH–] = 1 · 10–14 representa la ________________ 21. A partir del análisis de la relación cuantitativa de Kw = [H+] · [OH–], se establece la escala de pH según la cual los ácidos son especies que presentan un rango 1 a 6,9; las ___________ 7,1 a 14 y las especies neutras un valor igual a 7. 22. Para calcular el pH de una disolución se establece la fórmula: ___________________ donde la concentración de H+ dependerá de la fuerza relativa de la especie, si ésta es ácida o básica. 23. Un criterio teórico para distinguir la fuerza de un ácido es su _________________________, expresión que relaciona la concentración de los reactantes y de los productos. Si ésta (Ka) es mayor a 1 (Ka > 1), se indica que el ácido es fuerte y estará disociado casi un su totalidad (100%); por el contrario, si Ka < 1, el ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado (no el 100%). 24. Los ácidos y las bases reaccionan entre sí, produciendo una________, generando sal y agua. 25. Otro tipo de reacción ácido - base da origen a las disoluciones _______________, formadas por un ácido o una base y su sal respectiva, que se caracterizan por ofrecer una alta resistencia al cambio de pH.
FICHA 4 FECHA:
0,1 M 0,2 M 0,5 M 1,0 M 2,0 M
2. Una solución 3% m/m también es al 6% m/v. La densidad de la solución es: a. b. c. d. e.
0,5 g/Ml 2 g/mL 1,5 g/mL faltan datos para determinarla. ninguna de las respuestas es correcta.
3. Al mezclar 50 gramos de una solución al 2% m/m con 200 gramos de otra solución del mismo soluto y solvente al 4% m/m, la concentración en % m/m de la solución resultante es: a. b. c. d. e.
6,0 3,0 9,0 3,6 2,4
4. Una solución acuosa de ácido clorhídrico, HCl, tendrá pH=2 si la concentración molar de dicha solución es: a. b. c. d. e.
/
NOMBRE:................................................................................
1. Una solución acuosa 2% masa-volumen de NaOH tiene una concentración molar de: a. b. c. d. e.
/
0,01 0,02 2 2 · 10–1 2 · 10–2
5. A 50 mL de una solución de ácido sulfúrico, H2SO4, 0,1 Molar, se le agregan 50 mL de una solución de hidróxido de sodio, NaOH, 0,1 Molar. La solución resultante: a. tiene pH=7. b. no es conductora de la corriente eléctrica. c. se torna de color rojo al agregarle unas gotas de fenolftaleína. d. la solución es ácida. e. cambia el papel tornasol rojo a azul.
+ NH4+, el 6. En la siguiente reacción: NH3 + H amoniaco (NH3) se comporta como una base porque:
I. Cede protones II. Capta protones III. Aporta electrones IV. Capta electrones a. b. c. d. e.
Sólo I Sólo II Sólo III Sólo I y IV Sólo II y III
7. Si se agrega una sustancia desconocida X a un vaso que contiene agua, aumenta la acidez. Entonces: a. b. c. d. e.
el pH disminuye la sustancia X debe ser una base la sustancia X debe ser agua el valor del pH tiene que aumentar – aumentó la concentración de iones OH
8. ¿Cuál de las siguientes propiedades NO la presenta un ácido en solución acuosa? a. Reaccionar con los metales, como magnesio y zinc, desprendiendo hidrógeno gaseoso. b. Conducir la corriente eléctrica. c. Tornar de color rojo el papel tornasol azul. d. Tener valores de pH inferiores a 7. e. Quedar incolora al adicionarle fenolftaleína. 9. ¿Cuál de las siguientes alternativas presenta la solución más alcalina? a. b. c. d. e.
[OH–] = 1 · 10–6 M [H+] = 1 · 10–1 M [H+] = 0,1 · 10–4 M [OH–] = 1 · 10–14 M [H+] = 0,001 · 10–1 M
10. Una solución es alcalina si: a. presenta mayor concentración molar de H+ que de OH–. b. se neutraliza con agua. c. el pH es mayor que 7. –14 – d. el producto de [H+] [OH ] = 1·10 . – es menor e. la concentración molar de OH que 1·10–7.
FOTOCOPIABLE
Camino a...
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