Quimica Inorganica de Fco Recio Del Bosque

QUÍMICA INORGÁNICA C u a r t a

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

e d i c i ó n

Francisco Higinio Recio del Bosque Universidad Autónoma de Coahuila

KWWSERRNVPHGLFRVRUJ Revisión técnica M. en Q. Ana María Muttio Rico Universidad Nacional Autónoma de México Facultad de Qu´ímica

MÉXICO • BOGOTÁ • BUENOS AIRES • CARACAS • GUATEMALA • LISBOA MADRID • NUEVA YORK • SAN JUAN • SANTIAGO SAO PAULO • AUCKLAND • LONDRES • MILÁN • MONTREAL • NUEVA DELHI SAN FRANCISCO • SINGAPUR • ST. LOUIS • SIDNEY • TORONTO

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Publisher: Jorge Rodríguez Hernández Director editorial: Ricardo Martín Del Campo Editor sponsor: Luis Amador Valdez Vázquez Asistencia editorial: Anastacia Rodríguez Castro Supervisor de producción: Jacqueline Brieño Álvarez Diseño de interiores: APHIK, S.A de C.V. Diseño de portada: José Palacios Hernández Diagramación: Visión Tipográfica

QUÍMICA INORGÁNICA C u a r t a

e d i c i ó n

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

DERECHOS RESERVADOS © 2008, 2005, 2001, 1996 respecto a la cuarta edición en español por: McGRAW-HILL / INTERAMERICANA EDITORES S.A. DE C.V. A Subsidiary of The McGraw-Hill Companies, Inc. Punta Santa Fe Prolongación Paseo de la Reforma 1015 Torre A, piso 17 Colonia Desarrollo Santa Fe Delegación Álvaro Obregón C.P. 01376, México D.F. Miembro de la Cámara Nacional de la Industria Editorial Mexicana, Reg. Núm. 736

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

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09765432108 Printed in China

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Este libro está dedicado a: Francisco Daniel Mariana Diego Alberto David Abraham Ana Karina

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Presentación En esta cuarta edición de Química inorgánica se satisfacen, en gran por centaje, los contenidos programáticos de la disciplina en el nivel medio superior de los diferentes subsistemas educativos, no sólo de México, sino de los países de habla hispana, principalmente los latinoamericanos. Desde siempre, la intención ha sido que los estudiantes apr ecien la química, no sólo en forma teórica, alejada de su realidad, sino que sean conscientes de que es una ciencia sumamente vinculada a su vida cotidiana. Con este trabajo no se pr etende formar “químicos”, lo que se busca es cr ear individuos que tengan conciencia de su entorno, tanto ar tificial como natural, y que aprecien los conocimientos que se muestran como herramienta v aliosa en la satisfacción de sus necesidades presentes y futuras, sin olvidar a las generaciones que nos van a preceder. Los conocimientos que conforman lo que llamamos humanidades son tan importantes como los que se adquieren por medio de las ciencias, y en su conjunto permitirán al alumno tener una visión más amplia de la realidad que vive, para convertirse en un mejor individuo para sí mismo, su familia y para la sociedad de la cual es par te, la que además, construye. En Química orgánica los conocimientos referidos a la materia se presentan en seis unidades cuyos contenidos teóricos están íntimamente relacionados con la vida cotidiana mediante lecturas, laboratorios, conceptos nuev os, experiencias y ejercicios, con todo ello el estudiante advertirá el grado de comprensión de los conocimientos que va obteniendo a lo largo del curso. Cada tema inicia con un mapa conceptual, para que anticipadamente se adviertan las ideas relevantes de su contenido. Es preciso mencionar que la práctica enseñanza-aprendizaje se fortalece mediante la interacción docente-alumno cuando se cuestionan y analizan los conocimientos para profundizar en ellos y enriquecerlos y así lograr el éxito en esta materia. Agradeceré sobremanera las obser vaciones y/o comentarios que pr ofesores y alumnos consideren útiles para mejorar el pr esente trabajo, fav or de dirigirlos a: [email protected] Francisco Higinio Recio del Bosque Saltillo, Coahuila, octubre de 2007

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Acerca del autor Francisco H. Recio del Bosque nació en la ciudad de Saltillo, Coahuila, y su infancia transcurrió en la congr egación de Jamé, enclavada en la Sierra de Arteaga, Coahuila. Se graduó como profesor de Educación Primaria en la Escuela Normal de Coahuila, ejer ciendo su profesión en la Alta Tarahumara de Chihuahua. Es graduado como Maestro en Educación Media y Normal en la Escuela Normal Superior de M onterrey, Nuevo León, en la especialidad de Física y Química. Ha sido docente durante más de 30 años en escuelas secundarias y de bachillerato impartiendo matemáticas, física y química. H a sido presidente de academias de química locales y regionales en los niveles medio básico y superior y desempeñando puestos administrativos como subdirector en el niv el medio básico y dir ector en el niv el medio superior, además de haber sido Coordinador de la Unidad Saltillo de la Universidad Autónoma de Coahuila, lo que le ha permitido, sin abandonar la docencia, escribir libros de química para los tr es grados de secundaria y los de química inorgánica, orgánica y general para bachillerato. Su pasión por la enseñanza de la química, ubicándola como par te de la vida cotidiana, más allá de la química teórica, le ha pr esentado la oportunidad de escribir varias obras de esta disciplina editadas por McGraw-Hill Interamericana Editores. Su pasatiempo consiste en cultivar en un huerto familiar, árboles frutales y verduras diversas, dedicado a su esposa, hijos y nietos, además de tocar la armónica como aficionado.

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Contenido UNIDAD 1 Objeto de estudio de la química

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1.1 Química: una ciencia interdisciplinaria

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Definición de química División de la química Relación con otras ciencias Importancia y campo de acción de la química Manos a la obra La química en la industria Lectura La protección de la capa de ozono 1.2 Materia

Concepto de materia Otras formas de la materia Propiedades de la materia Clasificación y composición de la materia Manos a la obra Características de los elementos, los compuestos y las mezclas 1.3 Energía

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

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UNIDAD 2 Estructura atómica y tabla periódica

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2.1 Partículas subatómicas y modelos atómicos

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Estructura básica del átomo Partículas subatómicas fundamentales Modelo atómico de Dalton Modelo atómico de Thomson Modelo atómico de Rutherford Modelo atómico de Bohr Modelo atómico de Sommerfeld Lectura Los monitores para TV y computadoras y las luces de neón Manos a la obra Espectros de emisión 2.2 Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuánticos

Principio de dualidad Principio de incertidumbre Principio de Shrödinger

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Principio de Dirac Números cuánticos Número cuántico principal Número cuántico por forma Número cuántico por orientación o magnético 2.3 Configuraciones electrónicas

Principio de Aufbau Estructuras de Lewis 2.4 Tabla periódica

Símbolos químicos Número atómico Número de masa Isótopos Desarrollo de la tabla periódica Lectura Cuentos de isótopos Manos a la obra Distribución electrónica 2.5 Principales familias de elementos

Metales alcalinos Metales alcalinotérreos Halógenos Gases raros Metales de transición Metales de transición interna Metaloides Lectura Los fluoruros y la caries dental UNIDAD 3 Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares 3.1 Enlace químico

Regla del octeto Representación de enlaces con estructura de Lewis Enlace iónico Enlace covalente Enlace por coordinación Enlace metálico Manos a la obra El enlace de los compuestos Lectura El brócoli, ¿un alimento milagroso? 3.2 Enlace molecular

Atracciones de Van der Waals

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Puente de hidrógeno Propiedades asociadas al puente de hidrógeno Nuevos materiales Lectura Origen del horno de microondas Lectura Los fullerenos UNIDAD 4 Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos 4.1 Fórmula química

Fórmulas condensadas y desarrolladas Lectura El dióxido de silicio: componente importante en la corteza terrestre 4.2 Funciones químicas inorgánicas

Óxidos básicos Óxidos ácidos o anhídridos Hidróxidos Ácidos (oxiácidos) Ácidos (hidrácidos) Sales (oxisales) Sales (haloides) Sales ácidas Hidruros Lectura No hay motivos para reír Manos a la obra Antiácidos Lectura ¿Cómo se inflan las bolsas de aire? UNIDAD 5 Reacciones químicas 5.1 Reacciones químicas

Definición Tipos de reacciones Representación mediante ecuaciones Clasificación general de las reacciones químicas Reacciones termoquímicas Elementos de termoquímica Velocidad de reacción, definición y factores que la afectan Lectura Consumismo y desarrollo sostenible Manos a la obra Reacciones químicas Manos a la obra Acción de las enzimas Lectura ¿Envejecemos por oxidación?

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5.2 Balanceo de ecuaciones químicas

Definición Método de aproximaciones o tanteo Método redox Método algebraico Lectura El lanzamiento del transbordador espacial Manos a la obra Tipos de reacciones químicas Lectura Fertilizantes producidos por los rayos UNIDAD 6 Estequiometría 6.1 Estequiometría

Leyes fundamentales 6.2 Cálculos estequiométricos

Composición porcentual Fórmulas empíricas Fórmulas moleculares Fórmula real Relaciones ponderales Relaciones volumétricas Porcentaje de rendimiento Lectura El alcohol metílico: ¿combustible con futuro? 6.3 Normalización de volúmenes

Ley de Boyle Ley de Charles Ley de Gay-Lussac Ley general de los gases 6.4 Contaminación del aire

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

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Unidad 1

Objeto de estudio de la química

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

Contenido ¿Cuánto sabes? 1.1 Manos a la obra Lectura 1.2 Manos a la obra 1.3 Manos a la obra Lectura Actividades

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Química: una ciencia interdisciplinaria La química en la industria La protección de la capa de ozono Materia Características de los elementos, los compuestos y las mezclas Energía ¿Qué ocurre cuando una vela se quema? Compuestos químicos naturales contra productos sintéticos Lo que aprendí

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Objetivo de la unidad El estudiante identificará, de manera crítica y cooperativa, el objeto de estudio de la química y su relación con otras ciencias, mediante el reconocimiento de problemáticas de la sociedad actual que involucren el uso de las propiedades de la materia, la energía y su interrelación.


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¿Cuánto sabes?

1. ¿Qué entiendes por química? 2. Escribe tres ejemplos de cómo influye la química en tu vida diaria. 3. ¿Qué entiendes por materia? 4. ¿Cuáles son los estados de agregación molecular de la materia? 5. ¿Cuáles ciencias se relacionan para dar lugar a la bioquímica? 6. ¿Es correcta la expresión “el agua, el líquido elemento”? ¿Por qué? 7. ¿Cuál es el concepto de energía? 8. ¿Qué entiendes por energía limpia?

Introducción

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


El conjunto de todos los seres y hechos que nos rodean forman lo que se llama naturaleza; estos hechos que obser vamos alrededor no se dan aislados y constituy en un campo de estudio de ciencias que se r elacionan entre sí. Estas ciencias r eciben el nombre de ciencias naturales y son principalmente: biología, física, química y astronomía. La química es, pues, una ciencia natural. Podemos definir a la ciencia como un conjunto sistematizado de conocimientos ordenados lógicamente, que se refieren a hechos relacionados entre sí, que se pueden comprobar mediante la experimentación, el uso de aparatos o de las matemáticas y que conducen a la verdad relativa. Los conocimientos que conforman una ciencia se logran mediante un pr oceso llamado método científico. El primer paso de este método es la observación, que consiste en recolectar información acerca de un problema mediante la utilización de los sentidos; luego, se pr opone una hipótesis, que es una posible explicación de lo observado. La hipótesis constituye el segundo paso y para saber si es correcta se debe probar mediante la experimentación; este tercer paso consiste en repetir lo observado. Los científicos aceptan las hipótesis que han sido comprobadas mediante experimentos y rechazan aquellas cuya comprobación experimental es insostenible. La organización de los conocimientos así logrados se llama teoría. Una teoría es una explicación basada en muchas obser vaciones y apoyada por los r esultados de muchos experimentos (figura 1.1). En esta unidad aprenderemos cómo se relaciona la química con otras ciencias; en qué forma satisface nuestras necesidades, las propiedades mediante las cuales se pueden identificar los tipos de materia, así como la clasificación básica de ésta y la relación entre materia y energía. Una ley científica es un hecho de la naturaleza que se observa con tanta frecuencia que se acepta como verdad.

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¿Por qué estudiar química?

Observación

Observación

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Observación

Hipótesis Experimento

Experimento

Experimento

Teoría Tiempo y más experimentos Teoría revisada Revisión de hipótesis Tantas veces como sea necesario

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

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


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

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Unidad 1 Objeto de estudio de la química

1.1 Química: una ciencia interdisciplinaria Mapa conceptual 1.1 Química

estudia la

se divide en

Química general

Materia su Composición

que satisface necesidades de

se relaciona con

Alimentación

Matemáticas

Vestido

Biología

Habitación

Física

Salud

Astronomía

Transporte

Geología

y sus Cambios

Química inorgánica

provocados por Energía

Química orgánica

Química analítica

Definición de química La química es la ciencia que estudia la materia, su estr uctura íntima, sus cambios, sus relaciones con la energía, las leyes que rigen esos cambios y esas relaciones. De acuerdo con lo anterior, admitimos que la química estudia cómo está formada la materia y sus transformaciones; ahora bien, debido a que lo que nos rodea está constituido de materia, resulta que el universo es objeto de estudio de esta ciencia. No hay otra rama de la ciencia que tenga un campo de estudio tan amplio como la química, y al analizar el campo de estudio de otras ramas del saber, encontraremos que la química tiene una estrecha relación con cualquier ciencia en particular.

División de la química Como se indicó anteriormente, el campo de estudio de la química es muy amplio y, por tanto, resulta imposible que alguien posea todos los conocimientos que constituyen esta ciencia. Esta razón y otras de carácter didáctico determinan que la química se divida en varias ramas, las que comúnmente son: • Química general Esta rama trata de los principios básicos que se refieren a la estructura íntima de los cuerpos y sus propiedades. Se relaciona estrechamente con la física. • Química inorgánica Su campo de estudio se r efiere a las sustancias que forman el reino mineral. N o estudia los componentes del carbono a ex cepción de los compuestos oxigenados de este elemento. • Química orgánica Estudia los compuestos del carbono. Se llama orgánica ya que todos los compuestos orgánicos contienen en sus moléculas átomos de carbono.


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• Química analítica Comprende los métodos de reconocimiento y determinación de los constituyentes de los compuestos, tanto en su calidad (análisis cualitativ o) como en su cantidad (análisis cuantitativo). • Fisicoquímica Comprende las leyes básicas de la química, así como las hipótesis y teorías que se emplean para explicarlas. • Bioquímica Su campo se refiere a los procesos químicos que ocurren en los seres vivos. Hay otros campos más concretos de aplicación de la química, como la termoquímica, la electroquímica, la cinética química, etcétera.

Relación con otras ciencias La relación de la química con otras ciencias da origen a ciencias intermedias que le sirven de enlace, como se especifica en la figura 1.2. Además, hay muchas otras ciencias que tienen que v er con la química, como la medicina, la agricultura, la oceanografía, la ingeniería y las matemáticas; esta última, debido a que el lenguaje matemático es empleado para r epresentar las ecuaciones químicas, efectuar cálculos y, en general, para interpretar sus leyes.

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

Biología

Bioquímica

Física

Físicoquímica

Efectos de la energía sobre la materia. Estudio del átomo

Geología

Geoquímica

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

Astronomía

Astroquímica

Estructuras y constitución de los astros

Química

Figura 1.2 Relación de la química con otras ciencias.

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


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utilización; también contribuye a nuestro vestido al proporcionar fibras artificiales que sustituyen la demanda de fibras vegetales y animales que, como el algodón y la seda, casi han sido desplazadas. Asimismo, favorece nuestra salud al suministrar dr ogas y medicamentos que, como las vitaminas y hormonas, quinina, sulfamidas, penicilina, anestésicos y desin-

Investiga

Agrícola

Papelera

Alimentaria

Metalúrgica

Electrónica

Industria del vidrio

Textil

Petroquímica

Escribe ejemplos de productos que satisfagan tus necesidades de: a) alimentación, b) vestido, c) habitación, d ) salud y e) transporte.

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


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fectantes, salvan y pr olongan la vida humana al combatir y alejar la enfermedad, aliviar el dolor y los sufrimientos de los infortunados y, por último, hace más fácil y agradable la vida, al facilitarnos materiales de construcción, comunicación, transporte y la fabricación de gran número de productos que utilizamos diariamente. La química es la base de casi 100% de industrias como la agrícola y ganadera, del papel, de los alimentos, metalúrgica, electr ónica, el vidrio, textil, farmacéutica, petroquímica y muchas otras más (figura 1.3). Manos a la obra

La química en la industria

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

j) Botellas: ________________________________

a) Cartón: _________________________________

k) Sustancias para teñir telas: ____________________

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b) Oro químicamente puro: _____________________

l ) Parabrisas: _______________________________

_______________________________________

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c) Computadoras: ____________________________

m) Calculadoras: _____________________________

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d) Fibra óptica: ______________________________

n) Acero: __________________________________

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e) Aspirina: ________________________________

ñ) Leche condensada: _________________________

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f ) Fertilizantes: ______________________________

o) Celofán: _________________________________

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g) Poliéster: ________________________________

p) Alimentos balanceados: ______________________

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h) Lubricantes: ______________________________

q) Vacunas: ________________________________

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i ) Fibra de algodón para prendas de vestir: __________

r) Mercurio para termómetros: ___________________

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

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

Como podrás apr eciar, la química existe en nuestr o entorno y juega un papel preponderante en nuestra calidad de vida. Sin embargo, en ocasiones hay imprevistos que nos pueden perjudicar. A continuación mencionamos algunos ejemplos. DDT,

dicloro-difenil-tricloroetano

El ddt es un famoso y potente plaguicida que se utiliz ó para combatir plagas agrícolas y domésticas durante los años sesenta y a principios de los setenta del siglo pasado. Es un compuesto muy estable que dura por lo menos ocho años en el ambiente. No obstante, al acumularse en los tejidos grasos es fatal para diversas clases de aves y peces y resulta altamente tóxico para el ser humano. Se han celebrado acuer dos internacionales para eliminar por completo su empleo; por ello, se r ealizan experimentos para sustituirlos por otros insecticidas menos tóxicos. CFCs,

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


clorofluorocarbonos

Con el nombre de freón se conoce a los compuestos gaseosos de metanos y etanos que contienen flúor y cloro, es decir, son los clorofluorocarbonos (cfcs), los cuales se han empleado para impulsar sustancias que se encuentran en latas que producen aerosoles con sólo apretar una pequeña válvula. Como ejemplo podemos citar perfumes, lacas, aromatizantes de ambiente, insecticidas, etcétera. Los clor ofluorocarbonos se licuan fácilmente y por ello también se emplean en r efrigeradores y sistemas de aire acondicionado. Como puedes apreciar, son relativamente útiles; no obstante, a últimas fechas se ha sabido que son peligrosos porque destruyen las moléculas de ozono, un gas formado por moléculas que contienen tres átomos de oxígeno (O3), en lugar de dos (O2), compuesto indispensable para la vida, ya que forma una capa pr otectora que existe en la atmósfera alta y que absorbe la may or parte de la radiación ultravioleta (uv) pr oveniente del Sol.

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1.2. Materia

Lectura

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La protección de la capa de ozono

Los clorofluorocarbonos (s) son compuestos que contienen átomos de cloro y de flúor unidos al carbono, son ideales para los refrigeradores y acondicionadores de aire por ser no tóxicos y no corrosivos. Sin embargo, sucede que la gran estabilidad química de estas sustancias, que con anterioridad se creyó constituía su principal virtud, es su característica más grave. Estos compuestos se fugan a la atmósfera, y al ser tan poco reactivos, persisten ahí durante décadas. Sin embargo, a cierta altitud, los se descomponen por efecto de la luz ultravioleta, lo que libera átomos de cloro que provocan la destrucción de la capa de ozono en la estratosfera. Para evitar este problema, las naciones industrializaFigura 1.6 La mayoría de los refrigeradores actuales ya usan sustancias alternas a los , que además de ser más eficientes, no dañan la capa de ozono.

das firmaron un acuerdo (llamado Protocolo de Montreal) que prohíbe el uso de a partir de 1996. Sin embargo, remediar esta situación implica encontrar sustitutos para los s. Hasta el momento la búsqueda de tales sustitutos está muy avanzada. La producción mundial de s ya se ha reducido a la mitad con respecto al nivel de 1986, 1.13 millones de toneladas métricas. Mientras tanto, una estrategia para el reemplazo de los s es cambiar a compuestos similares que contienen átomos de carbono e hidrógeno sustituidos por átomos de cloro. Por ejemplo, la industria estadounidense de aparatos ha cambiado del freón12 (CF2Cl2), al compuesto CH2FCH3 (llamado HFC-134a), para uso en refrigeradores domésticos, y la mayoría de los nuevos automóviles y camiones que se venden en Estados Unidos cuentan con acondicionadores de aire cargados con HCF-134a. La industria química de varios países ha respondido rápidamente a la emergencia que plantea el agotamiento de la capa de ozono. Resulta alentador que podamos actuar así cuando se presenta una crisis ambiental. Ahora necesitamos mejorar el aspecto de mantener el entorno como una de las principales prioridades conforme planeamos para el futuro. Adaptada de Steven Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed., McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 486.

La destrucción de la capa de oz ono es extremadamente peligrosa, ya que la vida terrestre se expone a un exceso de dicha radiación, la cual puede producir cáncer de la piel, cataratas, reducir la respuesta del sistema inmunitario, inferir en el pr oceso de fotosíntesis de las plantas y afectar el crecimiento del fitoplancton oceánico. La solución a este problema consiste en dejar de utilizar los clorofluorocarbonos. En la actualidad se pr oducen compuestos que contienen hidr ógeno, flúor y carbono para utilizarlos como refrigerantes; es decir, no contienen cloro, que es el responsable de la destrucción de la capa de ozono.

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


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Mapa conceptual 1.2 Materia

puede ser

tiene

se presenta en estados como

Propiedades Homogénea

Heterogénea

Gaseosa

que son son las

son las

está formada por

Generales Mezclas heterogéneas

Específicas se clasifican en

Átomos que forman

se separan por

se clasifican en

Moléculas

Físicas

Mezclas homogéneas

Sustancias

Disoluciones

Químicas

Líquida Sólida Cristales líquidos Materiales amorfos

Destilación

Plasmas

Decantación Elementos

Compuestos

Métodos físicos

Filtración Centrifugación

de

se separan por Evaporación Métodos químicos

Para nosotros, materia es todo aquello que constituye a los cuerpos; es la base del universo, ocupa un espacio, tiene masa y energía. La materia se pr esenta en forma muy diversa, pero toda ella tiene la misma estr uctura química: está formada por átomos y moléculas. La materia se presenta en tres estados de agregación molecular: gaseosa, líquida y sólida. Durante muchos años el hombre trató de explicarse las diferencias entre estos tres estados, así como los fenómenos de evaporación, condensación, fusión y solubilidad de las sustancias. Fue hasta fines del siglo xix que se propuso la teoría cinética molecular, la cual establece que el calor y el mo vimiento están relacionados con el comportamiento de las moléculas y explica las propiedades de los estados de la materia. Los postulados de la teoría cinética son: • La materia está constituida por pequeñas partículas llamadas moléculas. • Las moléculas se encuentran en constante movimiento produciendo energía cinética que determina la temperatura del cuerpo. • Las moléculas interactúan entre sí, interviniendo fuerzas de atracción (cohesión) y separación (repulsión) entre ellas.


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1.2 Materia

13 13

En los gases La distancia entre las moléculas es muy grande y las fuer zas intermoleculares son despreciables. Además, las colisiones entre las moléculas y las paredes del recipiente son perfectamente elásticas (no pierden energía). Por lo anterior, los gases presentan las siguientes características: • Expansión Llenan todo el espacio donde se encuentran. • Forma y volumen Indefinidos. • Compresibilidad Se pueden comprimir, esto es, disminuyen su volumen al aplicárseles una fuerza. • Baja densidad Las densidades son inferiores a las de líquidos y sólidos. • Miscibilidad Si dos o más gases no reaccionan entre sí, al mezclarlos lo hacen de una manera uniforme.

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

En los líquidos La distancia entre las moléculas es pequeña y éstas cambian de lugar ordenadamente sin ocupar posiciones definidas; es decir , las fuerzas de cohesión y r epulsión se encuentran equilibradas. Por lo anterior, los líquidos presentan las siguientes características: • Expansión limitada No se expanden indefinidamente como los gases. • Forma No tienen forma definida, adquieren la forma del recipiente que los contiene. • Volumen Presentan volumen fijo sin impor tar la forma del r ecipiente que los contiene. • Compresibilidad Se comprimen ligeramente cuando ocurr e algún cambio de temperatura o presión. • Alta densidad Su densidad es mucho mayor que la de los gases. • Miscibilidad Un líquido se mezcla con otro en el cual es soluble.


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

b) c)

a)

En los sólidos Las moléculas se encuentran más cercanas entre sí. Las fuerzas que predominan entre ellas es la de cohesión. Por tanto, el movimiento de las moléculas consiste en la vibración en torno a puntos fijos. Los sólidos presentan las siguientes características: • • • • • •

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

Ev

ión

ap

ac

or

m

ac

bli

ión

Su po

sic

ión

Co

nd

en

sa

ció

n

De

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


Solidificación

Fusión

b) Líquido

c) Sólido

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1.2 Materia

S

Pb

Galena PbS

15 15

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

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

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

a)

b)

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


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La palabra y su raíz amorfo A (griego) negación y morfo forma. Que no tiene forma.

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

b)

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

Si

O

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

Recubrimiento de fósforo cristalino

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


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1.2 Materia

17 17

Propiedades de la materia Cuando un trascabo sube por el terr eno para vaciar su carga, podrías pr eguntarte: “¿Qué es todo ese material?” A pesar de que sabes que todo eso son desper dicios de la vida moderna como papel, vidrio, metal, plástico y más; aún persiste la pregunta: “¿Qué es esto?” Los químicos quieren saber qué es cada porción de materia. ¿De qué está formada (composición)? ¿Cómo están distribuidos sus átomos (estructura)? ¿Qué hará el material ( comportamiento)? Cualquier característica que se pueda usar para describir o identificar un pedaz o de materia es una pr opiedad de ésta. D e hecho, cada sustancia tiene un conjunto de propiedades particulares, del mismo modo que una persona tiene huellas digitales únicas. S i conoces las huellas digitales de una sustancia, la puedes identificar. Aunque se ha indicado una definición de materia, la mejor forma de reconocerla y describirla es mediante sus propiedades. Las propiedades de la materia son las características que la identifican; es decir, las diversas formas como son percibidas por nuestros sentidos, por ejemplo, color, olor, densidad, estado de agr egación molecular, punto de fusión, punto de ebullición, etcétera.

Propiedades generales Las propiedades generales son aquellas características que posee la materia en general, sin importar su estado de agregación molecular. Son propiedades generales: • Extensión o volumen La materia ocupa un lugar en el espacio. En el vacío no hay materia. • Peso Es atraída por fuerzas gravitatorias. • Inercia Se opone a cambiar el estado de mo vimiento rectilíneo uniforme o de reposo en que se encuentre. • Impenetrabilidad Dos cuerpos no pueden ocupar al mismo tiempo el mismo lugar. • Porosidad Entre las partículas que forman la materia existen espacios huecos. • Divisibilidad La materia puede fragmentarse. • Elasticidad Dentro de cierto límite, la materia se deforma cuando se le aplica una fuerza y recupera su forma original al dejar de aplicarle dicha fuerza.

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

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

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


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

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

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

Materia

Homogénea

Sustancias

Elementos

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


Heterogénea

Mezclas homogéneas

Mezclas heterogéneas

Soluciones

Compuestos

Materia homogénea y heterogénea La materia es heterogénea cuando podemos detectar en ella fácilmente, con la ayuda de una lupa o microscopio, dos o más par tes que la forman, cada una de las cuales tiene propiedades distintas. Como ejemplo de materia heter ogénea podemos mencionar la madera y el granito: en la primera, distinguimos anillos o vetas de diferente color y dureza, lo que hace suponer que se trata de div ersas clases de materia; en el granito pueden apreciarse partículas de distinto aspecto, unas brillantes y oscuras que son de mica, otras duras y transparentes que son de cuarzo y algunas traslúcidas y grisáceas que son de feldespato. La materia es homogénea cuando no podemos distinguir en ella las par tes que la forman; por ejemplo, agua salada, acero, aluminio, sal de cocina, cobre, cal, etcétera.

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1.2 Materia

19 19

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

Elementos Por elemento entendemos una sustancia simple, elemental, que puede descomponerse en otras más sencillas mediante procedimientos químicos ordinarios. Son elementos el hierro, el aluminio, la plata, el cobre, el carbono, el oxígeno, etcétera. (En la actualidad se conocen 114 elementos.) En la figura 1.15 podemos apreciar la abundancia relativa aproximada de los elementos en la corteza terrestre y en el cuerpo humano. Elemento Oxígeno Carbono Hidrógeno Nitrógeno Calcio Fósforo Azufre Otros

Elemento

Composición (%)

Oxígeno Silicio Aluminio Hierro Magnesio Calcio Potasio Sodio Hidrógeno Otros

46.0 28.0 8.0 6.0 4.0 2.4 2.3 2.1 0.9 0.3

Composición (%) 65.0 18.5 9.5 3.3 1.5 1.0 0.3 0.9

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

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


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Como características de los compuestos podríamos mencionar las siguientes: • • • •

Las partes que los forman pierden sus propiedades originales. Durante su formación hay manifestaciones de energía. La proporción de los constituyentes que forman un compuesto es fija. Los constituyentes sólo se pueden separar por medios químicos. (Compara estas características con las de las mezclas que se mencionan más adelante.)

Respecto de las características de que los compuestos únicamente se pueden separar por medios químicos, es posible afirmar que, por ejemplo, al separar los constituyentes del agua se obtienen dos sustancias completamente diferentes. Las otras son gaseosas; una de ellas es combustible (el hidrógeno) y la otra comburente (el oxígeno). Esto indica que el agua se ha transformado en otras sustancias cuya estructura íntima es distinta: ha ocurrido un cambio químico. Al llevarse a cabo esta operación, decimos que se ha efectuado el análisis del agua. Hasta ahora hemos establecido algunos conceptos generales, par tiendo de la clasificación de la materia y de que ésta tiene la misma estructura química: está formada por átomos y moléculas, pero ¿qué es un átomo?, ¿qué es una molécula? Cuadro 1.1 Algunos compuestos comunes. Nombre del compuesto


Fórmula

Usos

Acetaminofén

C8H9NO2

Analgésico

Ácido acético

C2H 4O 2

Ingrediente del vinagre

Amoniaco

NH3

Fertilizantes, limpiadores domésticos cuando está disuelto en agua

Ácido ascórbico

C6H 8O 6

Vitamina C

Aspartame

C14H18N2O5

Edulcorante artificial

Aspirina

C 9H 8O 4

Analgésico

Bicarbonato de sodio

NaHCO3

Para cocinar

Butano

C 4H 10

Combustible de encendedores

Cafeína

C8H10N4O2

Estimulante del café, té y algunas bebidas

Carbonato de calcio

CaCO3

Antiácido

Dióxido de carbono

CO2

Para carbonatar bebidas gaseosas

Etanol

C 2H 6O

Desinfectante, bebidas alcohólicas

Etilenglicol

C 2H 6O 2

Anticongelante

Ácido clorhídrico

HCl

Llamado ácido muriático, limpia morteros para los tabiques

Hidróxido de magnesio

Mg(OH)2

Antiácido

Metano

CH4

Gas natural, combustible

Ácido fosfórico

H3PO4

Saborizante de bebidas

Tartrato de potasio

K 2C 4H 4O 6

Crema tártara, para cocinar

Propano

C 3H 8

Combustible para cocinar

Sal

NaCl

Saborizante

Carbonato de sodio

Na2CO3

Sosa para lavar

Hidróxido de sodio

NaOH

Limpieza de cañerías

Sacarosa

C12H22O11

Edulcorante

Ácido sulfúrico

H2SO4

Ácido de las baterías

Agua

H 2O

Para lavar, cocinar, limpiar

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1.2 Materia

21 21

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

Moléculas Para dar respuesta a estas preguntas, consideremos las siguientes sustancias: agua, sal (cloruro de sodio) y oxígeno. Las tres están constituidas por moléculas, es decir, si las dividimos hasta obtener la última partícula de agua, sal y oxígeno, lo que tendríamos sería una molécula de cada una de estas sustancias. Una molécula de agua es la par tícula más pequeña que sigue siendo agua; una molécula de oxígeno es la partícula más pequeña de esta sustancia que sigue siendo oxígeno. En resumen, una molécula es la menor por ción en que la materia puede dividirse por medios físicos conservando las características de las sustancias. Dada la pequeñez de estas par tículas es difícil imaginar su tamaño; su diámetr o es del orden de diez millonésimos de milímetro. La unidad para medir las moléculas es el angström. 1 Å= mm = 1×10 −10 m 10 000 000 Las dimensiones de las diferentes moléculas dependen de su clase. Para imaginar su tamaño consideremos una gota agrandada hasta el v olumen de la Tierra, cada molécula de agua tendría aproximadamente el tamaño de una naranja. En cualquier estado de agregación molecular, éstas no se tocan; entre ellas existen espacios huecos (poros) llamados espacios intermoleculares. La aparente continuidad de la materia se debe al limitado poder separador de nuestros sentidos. Ahora bien, considerando las moléculas de las sustancias que hemos mencionado como ejemplo (agua, sal y oxígeno), las del agua están formadas por tres partículas más pequeñas; las de sal, por dos y las del o xígeno por dos partículas. Estas partículas que forman las moléculas son los átomos. La molécula del agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (figura 1.16) la de sal por uno de sodio y otr o de cloro, y la del o xígeno por dos átomos de oxígeno. Como puedes deducir, las moléculas de agua están formadas por átomos de distinta clase, lo mismo las de sal, ya que estas sustancias son compuestos. Las de oxígeno, que es un elemento, están formadas por átomos de la misma clase. En general, los compuestos son sustancias cuyas moléculas están formadas por dos o más tipos de átomos.

Soluciones

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

O

H

H H 2O

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

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


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de líquido en líquido (alcohol en agua) y de sólido en líquido (sal en agua), y sólidas, de gas en sólido (hidrógeno en platino), de líquido en sólido (amalgama de plata) y de sólido en sólido (acero). Cuadro 1.2 Algunas aleaciones comunes. Nombre de la aleación

Usos

Composición como porcentaje en masa

Utensilios de cocina, cuchillos, cubiertas inoxidables

Latón

Hierro (Fe) 73-79% Cromo (Cr) 14-18% Níquel (Ni) 7-9% Cobre (Cu) 70-95% Zinc (Zn) 1-25% Estaño (Sn) 1-18% Cobre (Cu) 50-80% Zinc (Zn) 20-50% Plata (Ag) 92.5% Cobre (Cu) 7.5%

Joyería, vajillas

Platería

Oro (Au) 58% Plata (Ag) 14-28% Cobre (Cu) 14-28% Oro (Au) 75% Plata (Ag) 12.5% Cobre (Cu) 12.5% Estaño (Sn) 63% Plomo (Pb) 37%

Joyería

Acero inoxidable

Bronce

Oro de 14 kilates Oro blanco de 18 kilates Soldadura (para electrónica)

Esculturas, películas

Plateado, adornos

Joyería

Conexiones eléctricas

Mezclas Hemos visto que las soluciones son mezclas homogéneas y en general podemos definir las mezclas, ya sean homogéneas o heterogéneas, como la materia que resulta de la unión aparente (no química) de dos o más sustancias, las cuales reciben el nombre de componentes. Como característica de las mezclas podríamos mencionar las siguientes: • • • •

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

Métodos de separación de mezclas Existen varios métodos de separación de mezclas y su uso depende de las características de los componentes que las forman. C uando se aprovecha la diferente densidad de los componentes se emplea la decantación, la filtración o la centrifugación. Decantación En este método se deja reposar durante cierto tiempo una mezcla de componentes sólidos y líquidos, para que la acción de la gravedad los separe (figura 1.17). Filtración Este procedimiento se basa en el empleo de material por oso que retiene las partículas sólidas, mientras deja pasar el líquido en el que estas partículas estaban en suspensión. Por lo general, el material por oso se acomoda en un embudo para facilitar la separación (figura 1.18).


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1.2 Materia

23 23

Aceite Agua

Aceite Arena Agua Agua

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

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

Filtro

Embudo

Figura 1.19 Centrífuga eléctrica La fuerza centrífuga acelera la sedimentación de los componentes sólidos de una mezcla. Figura 1.18 Filtración Utiliza un material poroso para separar partículas sólidas de un líquido.

Hay otros procedimientos en los que se aprovecha el diferente punto de ebullición de los componentes: tales pr ocedimientos son la ev aporación, la sublimación y la destilación. Evaporación Este método se emplea para separar un sólido de un líquido, cuando se quiere recuperar el sólido. Simplemente se calienta la mez cla y al ev aporarse el componente líquido queda el sólido en el recipiente.


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Sublimación Este procedimiento se utiliza para separar al yodo de otros materiales sólidos, ya que el yodo se sublima al calentarlo, es decir, pasa directamente del estado sólido al gaseoso y se condensa en una superficie fría (figura 1.20). Destilación Este método consta de dos procesos fundamentales: evaporación (paso de líquido a vapor) y condensación (paso de vapor a líquido). Mediante este procedimiento se puede separar un líquido de un sólido, evaporando el líquido y condensándolo en un aparato especial llamado r efrigerante. También se puede separar un líquido de otro (agua y acetona), aprovechando sus diferentes puntos de ebullición. Por este método se obtiene el agua químicamente pura, llamada agua destilada. Observa las figuras 1.21 y 1.22.

Termómetro Desagüe

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

Condesador Residuo

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

Rejilla metálica que distribuye el calor

Trozos de vidrio o porcelana para impedir la ebullición violenta

Receptor Entrada de agua

Destilado

Mechero

Salida de agua fría Vapor

Agua en ebullición

Figura 1.22 Alambique común para la destilación del agua.


Agua destilada

Entrada de agua fría

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1.2 Materia

25 25

Hay otro procedimiento que combina algunos de los ya descritos y que r ecibe el nombre de separación por solubilidad. Si, por ejemplo, queremos separar una mezcla cuyos componentes sean sal y carbón en polv o, se le agrega agua que disolverá sólo la sal y, más tarde, la mezcla se filtra para separar el carbón, y el líquido filtrado (agua salada) se separa por evaporación. Hemos mencionado que la sal, el agua y el carbón (carbono cuando es químicamente puro), son sustancias que en general se dividen en compuestos y elementos (véase figura 1.14).

Separación de compuestos El análisis es el procedimiento químico que permite conocer los constituy entes de un compuesto. La síntesis es un proceso contrario al de análisis y consiste en formar un compuesto a partir de sustancias más sencillas. El análisis puede ser cualitativo o cuantitativo. Es cualitativo cuando sólo interesa conocer la clase de constituyentes que forman un compuesto, y cuantitativo cuando se indica la cantidad de esos constituyentes. Si la cantidad de los constituyentes se da en unidades de volumen, es análisis cuantitativo volumétrico y si se da en unidades de peso, es análisis cuantitativo gravimétrico. Cuando se indica que el agua está constituida por hidr ógeno y o xígeno, se ha hecho el análisis cualitativ o de esta sustancia. S i se determina que en el agua, por cada 2 cm3 de hidrógeno existe 1 cm3 de oxígeno, el análisis es cuantitativo volumétrico, y será cuantitativo gravimétrico cuando se indica que por cada gramo de hidrógeno hay ocho de oxígeno. Manos a la obra

Características de los elementos, los compuestos y las mezclas

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

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

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

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

a) ¿Es soluble el azufre en bisulfuro de carbono? ____________________________________ ____________________________________ b) ¿Se disuelve el hierro en bisulfuro de carbono? ____________________________________ ____________________________________ c) Del azufre y hierro revueltos ¿qué parte es la que se disuelve en bisulfuro de carbono? ____________________________________

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


____________________________________

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Azufre

Hierro

Azufre y hierro revueltos

Sulfuro de hierro

Color Olor ¿Se disuelve el bisulfuro de carbono? ¿Es atraída por el imán?

d) ¿Perdió sus propiedades el azufre al revolverse con el hierro? ____________________________________ ____________________________________ e) ¿Se disuelve el sulfuro de hierro en bisulfuro de carbono? ____________________________________ ____________________________________ f ) ¿Perdió sus propiedades el hierro al formar sulfuro de carbono? ____________________________________ ____________________________________ g) ¿Es atraído el azufre por el imán? ____________________________________ h) ¿Atrae el imán al hierro? ____________________________________

____________________________________ ____________________________________ l ) ¿Perdió sus propiedades el hierro al formar esta sustancia? ____________________________________ ____________________________________

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

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

7. Acércale un imán. a) ¿Es atraída por el imán la sustancia que formaste? ____________________________________

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

____________________________________

____________________________________

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

____________________________________

____________________________________

j ) ¿Perdió propiedades el hierro? ____________________________________ ____________________________________


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

____________________________________ c) ¿Conservó el hierro sus propiedades? ____________________________________

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1.3 Energía

8. Después de comentar con tus compañeros las siguientes características, escribe sobre la línea si pertenecen a un elemento, a un compuesto o a una mezcla. a) El azufre está formado por átomos de la misma clase. b) El azufre es una sustancia simple.

c) El azufre y el hierro al revolverse no pierden sus propiedades. d) Al revolver el azufre con el hierro no hay manifestaciones de energía. Entonces el azufre y el hierro revueltos son

c) El azufre no se puede descomponer en sustancias más sencillas. Entonces el azufre es ______________________ a) El hierro está formado por átomos de la misma clase. b) El hierro es una sustancia simple. c) El hierro no se puede descomponer en sustancias más sencillas. Entonces el hierro es ______________________ a) En el azufre y el hierro revueltos hay átomos de distinta clase.

27 27

____________________________________ a) El sulfuro de hierro está formado por átomos de distinta clase que son átomos de hierro y átomos de azufre. b) El azufre y el hierro no se pueden separar por medios físicos cuando forman el sulfuro de hierro. c) El azufre y el hierro pierden sus propiedades al formar sulfuro de hierro. d) Al unirse el azufre con el hierro para formar sulfuro de hierro se presentan manifestaciones de energía.

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

Entonces el sulfuro de hierro es _____________

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

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

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


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28


Mapa conceptual 1.3

Energía existe en forma provoca

Cambios

sus manifestaciones son Potencial

y

Cinética

Energía química

Energía calorífica

Energía nuclear

Energía luminosa

Energía mecánica

Energía eléctrica

Energía magnética

Energía sonora

Físicos que son

Químicos Nucleares

en otra u otras diferentes. En química denominamos a estos cambios reacciones químicas. Son cambios químicos la combustión, la oxidación del hierro, el agriado de la leche, etcétera. En estos cambios, ya sean físicos o químicos, está pr esente la energía, por lo que no es posible concebirla separada de la masa. U sualmente definimos a la energía como la capacidad para efectuar un trabajo. La energía mecánica sólo puede existir en dos formas: potencial y cinética. ¿Sabías que...? La energía hidroeléctrica se origina por el movimiento del agua, y la energía termoeléctrica por la combustión del material fósil, como el carbón o los derivados del petróleo.

Energía potencial Es aquella que se encuentra almacenada en un cuerpo en virtud de su posición con r especto a otros cuerpos; es la energía disponible para efectuar un trabajo en un momento dado. Tiene energía potencial desde el punto de vista físico, el agua almacenada en una pr esa, un martillo que se encuentra a cier ta altura, un resorte de acero, etcétera; y desde el punto de vista químico, podemos indicar que toda la materia posee energía en estado potencial a la que se llama energía química, la que se manifiesta cuando las sustancias reaccionan. Energía cinética Es la que tienen los cuerpos en virtud de encontrarse en movimiento. La energía cinética depende de dos factores: la masa y la velocidad. Cuando ocurre la transformación de energía potencial a cinética, apar ecen las manifestaciones de energía que conocemos (calor, luz, electricidad, sonido, energía nuclear, energía química, etcétera). Por ejemplo, el agua almacenada en una presa (Ep) al poner en movimiento (Ec) a una planta hidr oeléctrica produce electricidad, la que en nuestr os hogares puede transformarse en calor, sonido, luz, etcétera. Podemos mencionar también el sistema de sustancias que forman un cerillo, las que poseen Ep en reserva (energía química) que al reaccionar produce luz y calor.


4/20/12 12:25:22 PM

1.3 Energía

29 29

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

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

La energía que inter viene en las r eacciones químicas casi siempr e es calorífica, aunque en ocasiones incluye energía eléctrica o luminosa. Las reacciones químicas se denominan exotérmicas cuando hay desprendimiento de calor y endotérmicas cuando lo absorben. La rama de la química que estudia exclusivamente la energía calorífica que acompaña a un proceso químico se denomina termoquímica. La unidad que se emplea para medir el calor es la caloría. Una caloría es la cantidad de calor necesario para elev ar 1°C la temperatura de un gramo de agua; 1 000 calorías constituyen una kilocaloría (kcal). La caloría corresponde al sistema métrico de unidades. E n el Sistema Internacional de Unidades (si) la unidad deriv ada de energía es el joule (J). 1 cal = 4.184 J El calor específico (Ce), propiedad específica de la materia, es la cantidad de calor que se requiere para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de sustancia. Ce = cal/g°C En el caso del agua es de 1 cal/g°C.


Cuadro 1.3 Calor específico de algunas sustancias. Sustancia

J/g°C

Alcohol etílico

2.138

Hielo

2.03

Aluminio

0.88

Hierro

0.45

Plata

0.24

Mercurio

0.14

Oro

0.13

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30


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

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

Al consultar el cuadro 1.3 sabemos que el calor específico del hierro es de 0.45 J/g°C. Sustituimos los valores conocidos en: Calor = m Δt Ce = (1.3 g) (46C – 25°C) (0.45 J/g°C) = (1.3 g) (21°C) (0.45 J/g°C) = 12 J y sabiendo que 1 cal = 4.184 J, entonces: 12 J ⋅1 cal = 2.87cal 4.184 J

Se necesitan 12 J o 2.87 cal.

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

En este caso necesitamos investigar el Ce. Calor = m Δt Ce Entonces: Ce =

Calor m Δt

Sustituyendo, tenemos: Ce = =

10.1 J (2.8 g) (36 C − 21C) 10.1 J 10.1 J = (2.8 g) (15 C) 42 g C

= 0.24 J / g C

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


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1.3 Energía

31 31

Ejercicios 1. ¿Cuántos joules se necesitan para elev ar la temperatura de 7.40 g de agua de 29.0°C a 46°C? 2. Calcula las calorías necesarias para elev ar la temperatura de 10 g de aluminio de 15°C a 35°C. 3. Una muestra de 12.5 g de una aleación r equiere 145 J para elev ar su temperatura de 25°C a 110°C. Calcula el calor específico de la aleación.

En general, las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones que sólo se refieren a la transformación de las sustancias, pero no indican el cambio de energía que tiene lugar en ellas. Cuando en esas ecuaciones se indica, en el segundo miembro, el calor producido o absorbido, reciben el nombre de ecuaciones termoquímicas. Por ejemplo: H2SO4(ac) + Zn(s) → ZnSO4(ac) + H2(g) + 37.63 kcal*1 2H

2(g)

+ ½O2 (g) → H2O(l) + 68.32 kcal

C(s) + O2(g) → CO2(g) + 94.05 kcal BaO2(s) → BaO(s) + ½O2(g) – 18.6 kcal H2O(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) + ½O2(g) – 27.36 kcal Así, las tres primeras reacciones son exotérmicas, mientras las dos últimas son endotérmicas. Observa el signo positiv o en las ex otérmicas y el signo negativ o en las endotérmicas.

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

Moléculas de hidrógeno

Moléculas de oxígeno

+

m Átomo de oxígeno Átomo de hidrógeno

Átomo de hidrógeno

Átomo de oxígeno

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


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

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32


servación de la masa : “En todo cambio químico, la cantidad de materia antes de efectuarse dicho cambio, es la misma que r esulta después de que se efectúa.” Se conoce más comúnmente de la siguiente manera: “La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma.” Una ley semejante a la de la conservación de la energía indica que: “La energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma.” En 1905, el destacado científico Alber t Einstein estableció que una pér dida en masa corresponde a un desprendimiento de energía, y concluyó que “la masa es de por sí transformable en energía”. La fórmula que establece esta relación es: E = mc2 donde E = energía, m = masa y c2 = el cuadrado de la velocidad de la luz. Como c tiene un valor muy grande (300 000 km/s), un valor muy pequeño de m corresponde a una cantidad muy grande de energía (E). Por ejemplo, un gramo de materia que se transforma totalmente en energía m “ antendría encendido un foco de 100 watts durante 40 000 años ”. La energía liberada en las reacciones nucleares es tan grande, que resulta ser la fuerza más potente conocida hasta ahora. Las reacciones nucleares son de fisión. Se llama fisión al proceso de escisión (división) de un núcleo pesado en dos partículas aproximadamente iguales. La fusión es el proceso opuesto a la fisión y consiste en fundir (unir) átomos liger os para formar otro u otros de más peso. Por ejemplo: Fisión de uranio 235 1 92 U + 0 n

90 1 12 → 143 cal/mol 56 Ba + 36 Kr + 3 0 n + 4.6 ×10

Fusión del hidrógeno

Un neutrón se aproxima

Núcleo de 141 56 Ba

9 neutrones liberados

3 neutrones liberados

141 56 Ba 92 36 Kr

141 56 Ba

Núcleo de 235 92 U

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


Núcleo de

92 36 Kr 92 36 Kr

3 neutrones más de 235 U 92

141 56 Ba 92 36 Kr

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1.3 Energía

2 3 1H + 1H

33 33

→ 42 He + 01 n + Energía

Lo indicado anteriormente ha llevado al hombre a unificar las leyes de la conservación de la masa y de la conservación de la energía en una sola, que establece: “En cualquier reacción la masa-energía de los reactores (sistema inicial) es la misma que la masa-energía de los productos (sistema final).” A esta ley se reconoce como ley de la conservación de la materia. La comprobación experimental de la ecuación de Einstein (E = mc2), tuvo lugar en forma trágica en la llamada bomba atómica. En la actualidad, es de gran impor tancia para la humanidad la pr oducción de energía por reacciones de fisión nuclear que se utilizan con fines pacíficos en plantas eléctricas, industrias, barcos, naves espaciales, etcétera.

m

+ 2 1H

+

3 1

H

m

+ 4 2

He

+

1 0

n

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

Fuentes de energía Las fuentes de energía primarias son aquellas donde un recurso natural se aprovecha directamente para producir energía. Dentro de éstas encontramos: la energía proveniente del Sol, el petróleo, el carbón natural y el átomo. La electricidad es una fuente secundaria, ya que se obtiene mediante la transformación de fuentes primarias a través de procesos físicos, químicos o nucleares. Las plantas termoeléctricas producen electricidad mediante el calor que se produce usando combustibles como el carbón y el petr óleo. Mientras que las plantas hidroeléctricas la producen aprovechando el movimiento del agua. Las nucleoeléctricas aprovechan para producir la fisión del átomo del uranio. Casi toda la energía proviene del Sol; por ejemplo, para producir electricidad con las llamadas celdas solares como las que hacen funcionar a algunas calculadoras. N o obstante, la eficiencia de estas celdas es r elativamente baja, está sujeta a v ariaciones estacionales y es obstr uida por la pr esencia de nubes. P or ello, se inv estiga cómo convertirla en una fuente común de electricidad para el consumo humano. Otra forma de aprovechar la energía solar consiste en utilizar los vientos, laenergía eólica, que hacen girar grandes aspas montadas en una torre, y que conectadas a una turbina pueden producir electricidad.

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


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34


En la actualidad, la mayor parte de la energía que utilizamos proviene de reacciones químicas como la combustión de sustancias fósiles (carbón y petr óleo). Es la forma más barata; sin embargo, ha contribuido en gran medida a la contaminación del ambiente al producirse gases como el bióxido de carbono (CO2) cuyo exceso en la atmósfera produce el efecto invernadero; además del monóxido de carbono (CO) que es altamente tóxico y óxidos de nitrógeno y azufre que son los causantes de la “lluvia ácida” que deteriora el ambiente por su acción corrosiva. El dióxido de azufre (SO2), al contacto con el oxígeno (O2) del aire produce trióxido de azufre (SO3), el cual, al reaccionar con el v apor de agua que existe en la atmósfera, forma el ácido sulfúrico (H2SO4), uno de los ácidos más fuertes. No olvidemos que tanto el petróleo como el carbón mineral son recursos naturales no renovables y de continuar su explotación, como se ha v enido haciendo, se agotarán. Actualmente se investiga para producir combustibles que no provengan del petróleo o que no sean obtenidos en laboratorios químicos; por ejemplo, en gas metano y alcoholes aprovechando la fermentación de la materia orgánica, ya que al entrar en combustión producen una cantidad considerablemente menor comparada con la combustión de la gasolina. También se ha estudiado el uso de la combustión de hidrógeno para producir energía. Esta combustión es la menos contaminante, ya que cuando el hidrógeno reacciona con el oxígeno sólo se produce agua. En resumen, la energía solar constituirá un recurso importante en lo futuro, debido a que, como se indicó anteriormente, genera “energía limpia”.


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1.3 Energía

Manos a la obra

¿Qué ocurre cuando una vela se quema?

Materiales y sustancias • • • • •

35 35

vela • plato hondo cerillos • cápsula de porcelana tubo de ensayo • popote matraz Erlenmeyer solución de hidróxido de calcio (agua de cal, 200 mL)

Procedimiento

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

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

5. Coloca sobre la flama una cápsula de porcelana sin tocar la parafina o el pabilo, retírala y observa lo que se depositó. a) ¿Qué color tiene? _______________________ b) ¿Qué sustancia supones que es? ____________

3. Coloca inmediatamente la base de la vela sobre esas gotas antes de que se solidifiquen, con el fin de fijarla de manera firme.

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

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

7. Haz una inspiración profunda con el popote y usando el tubo burbujea lentamente el gas que expeles en esa solución. a) ¿Qué color toma? _______________________ b) ¿Qué gas se expele durante el proceso respiratorio? ___________________________________

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

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

10. Coloca el matraz Erlenmeyer invertido sobre la vela de tal modo que quede bajo la superficie del agua. a) ¿Se extiende la llama? ____________________ b) ¿Qué más observaste? ___________________ b) ¿Conserva la parafina su estado físico? ____________________________________


c) ¿Qué componente del aire permite la combustión? ____________________________________

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Lectura

Compuestos químicos naturales contra productos sintéticos

¿Son mejores las vitaminas, los fármacos y otras sustancias naturales que las purificadas o las sintéticas que producen las compañías farmacéuticas? Algunos empaques de vitaminas tienen un rótulo que dice completamente natural. Casi todas estas vitaminas se extraen de fuentes vegetales o animales. Cuando tienes dolor de cabeza, ¿qué tomas para calmarlo, una taza de corteza de sauce o dos aspirinas? Los ingredientes activos de los dos remedios tienen estructuras químicas semejantes y los dos alivian el dolor de cabeza, pero el ácido salicílico, el compuesto químico de la corteza del sauce, produce varios efectos colaterales dañinos, como dolor de estómago, por ejemplo. Con la aspirina ocurre lo mismo, pero es un analgésico más eficaz y se puede tomar en dosis más bajas. La corteza del sauce contiene además otras sustancias químicas.

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

Después de años de investigación, los científicos produjeron aspirina en el laboratorio a partir de ácido salicílico y anhídrido acético, contiene un solo ingrediente activo, el ácido acetilsalicílico. La aspirina no es una sustancia pura, su estructura es distinta y no produce el dolor de estómago tan agudo que provoca el ácido salicílico. Nuevos fármacos Cuando los científicos descubren en la naturaleza un nuevo compuesto químico que puede ser un tratamiento potencial o curar una enfermedad, ¿qué se hace? El procedimiento para elaborar fármacos seguros y eficaces es el siguiente: aislar y purificar el fármaco, determinar su composición y estructura, investigar cómo sintetizarlo, buscar una manera fácil y económica de producirlo en grandes cantidades y tratar de cambiar la composición y estructura del compuesto original para mejorar el modelo de la naturaleza.


Curar el cáncer Los científicos descubrieron que el taxol, una sustancia química que se encuentra en la corteza del árbol del tejo del Pacífico, disminuye el tamaño de los tumores cancerosos de ovarios y mamas en 30 por ciento. Este hallazgo traería como consecuencia que al presentar dicho fármaco gran demanda podría destruir la población de árboles del tejo, por tal razón se comenzaron a buscar otras fuentes de taxol. Los investigadores Andrea y Donald Stierle descubrieron un hongo que crece en el tejo y que produce taxol. Otros encontraron que las agujas del tejo europeo contienen un compuesto químico semejante al taxol. Los químicos intentaron descifrar la estructura del taxol, y en 1994 lograron obtener taxol puro en el laboratorio. ¿Cuál taxol es mejor: el purificado naturalmente o el sintético? En realidad, la estructura química y la pureza de ambos es idéntica; sin embargo, el hecho de que se pueda sintetizar taxol es una gran ventaja porque las compañías farmacéuticas pueden producirlo a menor costo y quizá modificar su estructura para aumentar su eficacia.

1. Investiga si el uso del taxol pudiera ser una amenaza para el árbol del tejo del Pacífico y si el riesgo aún es preocupante. 2. Construye ¿En qué se parecen las estructuras del ácido salicílico y del ácido acetilsalicílico (aspirina)? ¿En qué difieren? 3. Analiza las ventajas y desventajas del uso de las yerbas medicinales, de los fármacos naturales purificados y de los fármacos sintéticos.

Adaptada de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 32.

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Lo que aprendí

37 37

Palabras clave átomo, 21 calor específico, 29 caloría, 29 ciencia, 4 compuesto, 19 cristal líquido, 15 elemento, 19 energía, 28 energía limpia, 33 fenómeno físico, 27 fenómeno químico, 27 fisión, 32

fuentes de energía, 33 fusión, 32 gas, 13 heterogénea, 18 homogénea, 18 ley de la conservación de la materia, 33 líquido, 13 materia, 12 material amorfo, 16 método científico, 4 mezcla, 22

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

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

1. Fundamentalmente, la química estudia…

(

)

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

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

)

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

2. La fotosíntesis es un ejemplo en el que se relaciona la química con la… a) física b) biología c) matemáticas d) astronomía


(

)

4. Estudia los compuestos del carbono.

(

)

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

4/20/12 12:25:27 PM

38


5. Constituyente de los que contribuye a la reducción de la capa de ozono…

11. Escribe sobre la línea si el enunciado se refiere a ener(

)

a) flúor b) hidrógeno c) cloro d) carbono

6. Tiene volumen y forma definidos…

a) Una cucharada de azúcar __________________ b) Hule de un globo inflado c) Un aerolito (

)

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

f) Un automóvil en movimiento

12. Indica qué cambios o manifestaciones de energía (

)

b) Al quemar un trozo de carbón c) Al usar un soplete de oxiacetileno d) Al prender una linterna

8. Materia cuyas partes se pueden separar (

)

a) La oxidación de un clavo de hierro b) La evaporación del agua (

)

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

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


c) La formación de nubes d) Una vela quemándose e) El empañamiento de la plata

14. Escribe un ejemplo de cómo el hombre utiliza para su

10. Sustancia que está formada por átomos de la misma clase…

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

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

9. Ejemplo de elemento químico…

ocurren en los siguientes casos: a) Al encender la radio

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

mediante procedimientos químicos…

d) Un litro de gasolina e) Una roca en lo alto de una montaña

7. Materia cuyas partes se pueden separar mediante procedimientos físicos…

gía potencial o energía cinética.

(

)

beneficio los cambios de la materia. a) Físicos b) Químicos c) Nucleares

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Lo que aprendí

39 39

15. Se tiene una mezcla formada por azufre, sal de cocina y agua. Enumera en orden los procedimientos que emplearías para separar estos componentes. decantación filtración sublimación evaporación destilación centrifugación separación por solubilidad


4/20/12 12:25:28 PM

Unidad 2

Estructura atómica y tabla periódica

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

Contenido ¿Cuánto sabes? 2.1 Lectura Manos a la obra

Partículas subatómicas y modelos atómicos Los monitores para TV y computadoras y las luces de neón Espectros de emisión

2.2

Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuánticos

2.3 2.4

Configuraciones electrónicas

Lectura Manos a la obra

2.5 Lectura Actividades


Tabla periódica Cuentos de isótopos Distribución electrónica Principales familias de elementos Los fluoruros y la caries dental Lo que aprendí

4/20/12 12:39:41 PM

Objetivo de la unidad El estudiante explicará la estructura y propiedades del átomo identificándolo como partícula fundamental de la materia, reconociendo su importancia, describiendo e interpretando los experimentos que llevaron a establecer los modelos atómicos y resaltando la importancia de la clasificación de los elementos químicos, para que de manera crítica y responsable valore el uso de modelos y las implicaciones de las investigaciones atómicas en el desarrollo de la disciplina y sus repercusiones en la sociedad.


4/20/12 12:39:47 PM

¿Cuánto sabes?

1. Menciona las partículas fundamentales que forman el átomo. 2. ¿Qué entiendes por radio? 3. Describe o dibuja lo que para ti es un átomo. 4. ¿Qué entiendes por incertidumbre? 5. Escribe lo que recuerdes de la tabla periódica. 6. ¿A qué te refieres cuando hablas de un grupo en la vida cotidiana? 7. ¿Qué entiendes por símbolo? 8. Escribe el nombre y símbolo de diez elementos químicos. 9. ¿Dónde has oído de semiconductores en tu vida diaria?

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

2.1 Partículas subatómicas y modelos atómicos Mapa conceptual 2.1 Modelos

Átomo se presenta mediante consta de

como los de

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

Envoltura

Núcleo

Dalton formado por

formada por Thomson

Protones

Neutrones

Electrones

Rutherford Bohr


se les llama

Sommerfeld

Nucleones

Moderno

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43 43

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

Electrones (carga negativa)

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

Protones (carga positiva)

Partículas subatómicas fundamentales A continuación se describen estas partículas subatómicas: • Electrón Los electrones son estables y forman la envoltura del átomo, su masa es prácticamente nula (9.11 × 10–28 g o 1/1830 la masa de un átomo de hidr ógeno). • Protón Es estable y forma parte del núcleo de todos los átomos; su carga eléctrica es positiva y su masa es de 1.67 × 10–24 g. • Neutrón Junto con los protones, los neutrones constituyen el núcleo de los átomos (debido a esto a ambas par tículas se les llama nucleones). Los neutr ones no tienen carga eléctrica y su masa es ligeramente may or a la del pr otón (1.675 × 10–24 g).*

+ – Electrón (e–)

Protón (p+)

Neutrón (n)

Figura 2.2 Partículas fundamentales de los átomos.

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


4/20/12 12:39:53 PM

44

Unidad 2 Estructura atómica y tabla periódica

Modelo atómico de Dalton

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

Ya hemos indicado que el átomo está constituido por un núcleo positiv o formado por protones y neutrones, rodeado por una env oltura o corteza de electrones. Sin embargo, para llegar a esta conclusión, el hombre tuvo que seguir un camino bastante laborioso. A la civilización griega le debemos el concepto filosófico de átomo. Hace más de 2000 años el filósofo griego Demócrito, entre otros, indicó que al dividir la materia se tendría que llegar a una última par tícula, la cual ya no se podría dividir; a ésta la llamó átomo, palabra que significa “indivisible”. Esta idea cayó en el olvido al no demostrarse, y fue hasta los años 1803-1808 que el químico inglés J ohn Dalton la hizo renacer para explicar las r elaciones de masa que guardan entre sí todas las sustancias. La teoría atómica de Dalton se basa en los siguientes enunciados: 1. Las sustancias simples (elementos) están formadas por la unión de átomos iguales, cuyo peso es invariable y característico. 2. Las sustancias compuestas se forman al unirse átomos de diversos elementos, átomos que nunca se dividen, sino que entran enteros en la combinación formada. 3. Todos los átomos de un elemento son exactamente iguales entr e sí, particularmente en peso, pero diferentes a los átomos de otros elementos. Aun cuando en la actualidad conocemos ciertas inexactitudes de la teoría atómica de Dalton, su importancia es indiscutible e influyó, de manera extraordinaria, en la forma de pensar de los químicos durante más de un siglo. Después de Dalton y principalmente a finales del siglo xix, se realizaron descubrimientos muy importantes.

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

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

+

– + Fuente de corriente eléctrica de alto voltaje

A la bomba de vacío

Figura 2.4 Tubo de rayos catódicos.

–

+

Figura 2.5 Tubo de rayos catódicos con rehilete.


4/20/12 12:39:54 PM


45 45

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

Electrodo negativo

+

– –

–

c)

–

–

+

+

+

+

+

– d)

+

+

+

+

– +

+ + + + +

Rayos canales

– +

–

a)

b)

+

+

Rayos canales +

+ +

+

+

+

Brillo tenue

+

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

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

Electrones de alta energía Cátodo Fuente de electrones

– Rayos X, cuya frecuencia puede medirse para conocer el número atómico del elemento en el ánodo

Ánodo

+ La frecuencia de los rayos X está relacionada con el número atómico

Figura 2.7 Rayos Röntgen.

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


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Lectura

Los monitores para tv y computadoras y las luces de neón Seguramente en tu casa hay un televisor y, tal vez, una computadora. La televisión te permite ver noticias tanto de tu país como de otras partes del mundo, o algún otro programa favorito. Y con la computadora puedes hacer trabajos para la escuela, buscar información en Internet, o platicar con amigos que no conoces y que se encuentran en otras ciudades o en otros países. Pero, te has preguntado ¿cómo sería tu vida sin estos aparatos tan comunes hoy en día? Los inventos de Joseph John Thomson, físico inglés, permitieron la construcción de los monitores para el televisor y la computadora. Él descubrió que los átomos contienen electrones mediante un dispositivo llamado tubo de rayos catódicos (). El tubo de rayos catódicos es un tubo de vidrio sellado, tiene gas y placas metálicas separadas conectadas con alambres externos (véase la figura 2.4). Cuando se aplica una fuente de energía eléctrica a las placas se produce un haz luminoso. Thomson, quien obtuvo el premio Nobel de física en 1906, descubrió que ese haz luminoso lo originaba una corriente de partículas con carga negativa procedentes de la placa metálica. En todos sus experimentos obtuvo el mismo tipo de partículas negativas, que ahora llamamos electrones.

La pantalla del televisor o el monitor de la computadora se componen de un tubo de rayos catódicos; aquí los electrones chocan contra una pantalla que contiene compuestos químicos que brillan cuando los golpean los electrones de movimiento rápido. Para lograr imágenes de color en las pantallas de los , se utilizan diversos compuestos que emiten colores distintos al ser golpeados por los electrones. Pero el tubo de rayos catódicos de Thomson no sólo dio como resultados la pantalla de y el monitor de computadora, sino muchas aplicaciones más. Por ejemplo, los anuncios de “neón” constan de tubos de rayos catódicos de diámetro pequeño con distintos tipos de gases para producir colores diferentes. Cuando el gas del tubo es neón, el tubo brillará con un color rojo-anaranjado; si se trata de argón, adquiere luminosidad azulosa. La presencia del kriptón genera una intensa luz blanca. Ahora sabes que gracias a Thomson se pudieron construir los monitores para el televisor y la computadora, y también los anuncios luminosos. Adaptado de Steven Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed., McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 93.

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

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


Rayos alfa (𝛂) Son núcleos de helio ionizados (dos neutrones y dos protones), por lo que es más correcto llamarlos partículas alfa. Su velocidad es apr oximadamente 1/15 de la velocidad de la luz. Forman la mayor parte de la emisión de una sustancia radiactiva, sufren poca desviación bajo la acción de un campo magnético, su poder de penetración es menor que el de las otras radiaciones, per o actúan enérgicamente en la ionización de los gases. Rayos beta (𝛃) Son electrones que tienen una gran v elocidad, próxima a la de la luz, y un campo magnético los desvía fuertemente; son más penetrantes que los rayos alfa.

4/20/12 12:39:56 PM


_

47 47

+

S

R

N

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

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

Modelo atómico de Thomson En 1897, el físico inglés J oseph John Thomson descubrió que los ray os catódicos pueden ser desviados por un campo magnético, y los consideró como partículas eléctricamente negativas que existen en toda la materia y los llamó electr ones; Thomson destacó la naturaleza eléctrica de la materia. P ara 1910, su modelo del átomo era el más aceptado, y se representaba como una esfera de electricidad positiv a cuyos electrones se encontraban dispersos como pasas en un pastel, per o todavía concebía al átomo como una partícula material compacta e indivisible. El descubrimiento de los ray os X, la radiactividad y los trabajos r ealizados por Thomson a fines del siglo xviii, hicieron que los químicos admitieran que el átomo era divisible.

Modelo atómico de Rutherford

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

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

Algunas partículas B se dispersan Fuente de partículas B

Haz de partículas B

Pantalla para detectar las partículas B que se dispersan


La mayoría de las partículas pasan sin desviarse a través de la placa

Placa de metal delgado

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

4/20/12 12:39:57 PM

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

Electrones dispersos en el átomo

Carga positiva

-

-

-

-

-

-

-

n+

-

a)

-

-

-

b)

-

Figura 2.11 a) Resultados que se hubiesen obtenido en el experimento de la placa de oro si el modelo del budín de pasas fuera correcto. b) Resultado real.

atravesaban la lámina, otras se desviaban y algunas regresaban, debido a esto propuso que el átomo estaba formado por un pequeño núcleo positiv o, que la may or parte de la masa del átomo se ubicaba en el núcleo y que los electrones se encontraban alrededor del núcleo, formando la mayor parte del volumen del átomo. En 1919, Rutherford determinó que el núcleo de un átomo contenía partículas a las que les llamó protones, y en 1932 junto con su colaborador Chadwick demostraron que la mayoría de los núcleos también tienen partículas neutras a las que nombraron neutrones. Aunque le debemos a Rutherford el descubrimiento del átomo nuclear, su modelo no se aceptó debido a que los electrones eléctricamente negativos, al girar deberían perder energía y al final chocar con el núcleo produciendo la destrucción del átomo, y esto en la realidad no ocurre.

Modelo atómico de Bohr

La palabra y su raíz cuanto o quantum (latín). La cantidad más pequeña de energía.


Sabemos que los objetos calientes emiten luz de diferentes colores, como el rojo mate de una resistencia de un horno eléctrico o el blanco brillante del filamento de tungsteno de un foco. La física clásica (física de principio del siglo xx) no podía dar una explicación completa de la emisión de luz por los sólidos calientes. En 1900 Max Planck, al explicar dichas radiaciones, hizo una propuesta revolucionaria que marcó el nacimiento de la mecánica cuántica: la energía, como la materia, es discontinua. En otras palabras, P lanck propuso que la energía estaba cuantizada. La unidad fundamental de la energía es el cuanto o quantum. De 1913 a 1915, el físico danés N iels Bohr, discípulo de Rutherford, usando la teoría de Planck, lo aplicó a un modelo atómico. En 1905, Einstein desarrolló las ideas de Planck y demostró que no sólo la radiación es emitida en porciones discretas o cuantos, sino que existe siempre en forma de energía en la luz, y supuso que la energía luminosa desprendida por partículas atómicas es emitida en paquetes o cuantos de energía a los que generalmente se les llama fotones. En relación con los espectros luminosos, diremos lo siguiente: cuando la luz blanca se hace pasar por un prisma, nos da una imagen continua en la que apar ecen bandas de distintos colores que se llaman espectro continuo. El arco iris es un ejemplo de espectro continuo.

4/20/12 12:39:58 PM


49 49

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

24

10

22

10

20

10

A Rayos gamma

–16

10

10

–14

10

–12

18

16

10

10

B Rayos X

C UV

10

–10

10

–8

14

12

10

E Infrarojo (IR)

10

–6

10

10

10

10

F Microondas

–4

10

D Espectro visible

400

500 600 Longitud de onda en nanometros

–2

8

10

FM

AM

10

10

0

10

2

6

4

10

Frecuencia en Hertz 2 0 10 10

G Ondas de radio

10

4

6

8

10 10 Longitud de onda en metros

700

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


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50


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

Rendija

Prisma

Figura 2.14 Formación de un espectro continuo.

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

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

Foco luminoso

Pantalla

Rojo

Violeta

7000 A 700 nm

4000 A 400 nm

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

Rendija

Prisma Lámpara de hidrógeno

Figura 2.16 Formación de un espectro discontinuo.


4/20/12 12:40:00 PM


420.1

434

51 51

656.3

486.1

Espectro de emisión discontinuo del hidrógeno, H 400.1

500

404.1

435.8

615.2

577

407.8

507.5

700

600 546.1 579

624.4

Espectro de emisión discontinuo del mercurio, Hg 400.1

500

700

600

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

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

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

Entonces

E = 1.5836 × 10–37 kcal-s = 6.6282 × 10–27 ergios/s = 6.625 × 10–34 J · S

Para explicar las bandas de los espectros, Bohr propuso un modelo de átomo basado en los siguientes postulados: • Los electrones describen órbitas circulares alrededor del núcleo formando niveles de energía a los que se llama niveles estacionarios. • Los electrones en movimiento en un nivel estacionario no emiten energía.

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


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52


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

6

5

4 3 Niveles energéticos

2

1 Núcleo

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

Cada nivel de energía queda determinado por medio del númer o cuántico n. Si n = 1, se tiene el nivel con menor energía (más cercano al núcleo); siguen en orden creciente de energía n = 2, n = 3, etcétera. Podríamos imaginar el átomo de Bohr de la siguiente manera: una canica pequeña representaría al núcleo; imaginémosla dentro de una pelota de beisbol (únicamente el forro de la pelota), este forro representaría el primer nivel; en seguida imaginemos este forro de pelota y la canica dentro de una pelota de volibol, ésta representaría el segundo nivel; ahora éstas dentro de una pelota de básquetbol, la que r epresentaría el tercer nivel, etcétera. S i cortamos imaginariamente estas pelotas por la mitad, quedaría como se muestra en la figura 2.20.

Pelota de basquetbol (3er. nivel)

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


Pelota de volibol (2o. nivel)

Forro de pelota de beisbol (1er. nivel)

Canica (núcleo)

4/20/12 12:40:01 PM


53 53

El número de niveles energéticos depende del número de electrones que tenga el átomo. El número máximo de niveles que un átomo puede tener es siete. Los electrones no se distribuy en en forma arbitraria en los difer entes niveles de energía, sino que se sigue una r egla establecida por R ydberg, que se enuncia de la siguiente manera: los electrones se distribuyen alrededor del núcleo, en los diferentes niveles de energía, de acuerdo con el doble del cuadrado de los números naturales. Esto es: 2n2, donde los valores de n van desde uno hasta siete. n=1 n=2 n=3 n=4

2 × 12 = 2 × 22 = 2 × 32 = 2 × 42 =

2×1 = 2 2×4 = 8 2 × 9 = 18 2 × 16 = 32

(2 electrones como máximo en el 1er. nivel) (8 electrones como máximo en el 2o . nivel) (18 electrones como máximo en el 3er. nivel) (32 electrones como máximo en el 4o. nivel)

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

Esta regla no se aplica para los niveles 5o., 6o. y 7o. La misma regla establece que en el nivel que quede como último, no puede haber más de 8 electrones, ni más de 18 en el penúltimo.

Problemas resueltos Empecemos con el litio 3Li:

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

.2)1) .2)7) 13Al .2)8)3) 9F

Como se aprecia, debemos llenar con el máximo de electr ones permitidos cada uno de los niveles, principiando por el nivel 1 que es el más cercano al núcleo. Sería incorrecto distribuir los electrones del aluminio (13Al) como se indica a continuación: 2)7)4) o .1)8)4) Si un átomo tiene suficientes electrones, llenaremos los niveles de la siguiente forma: .2)8)18) Veamos ahora un ejemplo con el calcio: 20Ca

.2)8)10)

Lo anterior es incorrecto, ya que el nivel que quedó como último tiene 10 electr ones, y aunque la regla establece que admite hasta 18, no podemos dejarlo así, pues como es el último no puede tener más de 8 electrones. Lo que debemos hacer es repetir el número anterior (nivel 2), que es 8 y colocar los últimos 2 electrones en el 4º nivel; esto es: 20Ca


.2)8)8)2)

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54


Otro ejemplo más con el bromo: 35Br

.2)8)18)7)

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

Tratemos ahora con el yodo: 53I

.2)8)18)18)7)

Después del 3er. nivel quedan 25 electrones, los que no se pueden colocar en el niv el 4, pues aunque es el 4o. nivel y admite 32, quedaría como último y tendría más de 8; entonces, con los 25 electrones repetimos el número anterior, que es 18 y los últimos 7 se colocan en el nivel 5o. Debemos aclarar que esta regla, como hemos visto, se aplica únicamente para los átomos de los elementos representativos (grupos A de la tabla periódica larga) y que en la actualidad existe otra forma para distribuir los electrones, como veremos más adelante. De todas maneras la hemos incluido, pues con ella se obtiene rápidamente el númer o de electrones que tienen los átomos en su último nivel, los cuales se llaman electrones de valencia; este resultado es de gran importancia, pues dichos electrones son los que emplean los átomos de los elementos representativos para combinarse con otros y así constituir las moléculas.

-

- -

- -

-

-

-

Figura 2.22 Representación esquemática de los átomos de varios elementos.


-

- -

- -

-

--

-

-

-

-

- -

- - -

--

-

14Si

-

- - 19K

-

-

-

20Ca

-

-

- - -

-

- -

-

-

-

-

-

-

-

-

-

--

- -

-

-

-

- -

-

-

16S

--

-

- - -

- - -

-

--

-

24Cr

-

- -

- - -

-

-

-

- - -

-

-

-

10Ne

-

13Al

-

-

8C

-

-

-

-

-

11Na

-

-

5B

-

-

-

- - -

-

7N

-

-

-

-

- -

-

-

6C

-

3Li

-

-

-

-

-

2He

1H

-

-

-

-

-

-

- -

-

-

- - --

- -

-

- - -

-

-

-

-

25Mn

4/20/12 12:40:08 PM


7 6 5 4

-1.49

3

-3.39

2

electrón volts

0 -.37 -.54 -.85

55 55

-13.58

1

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

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

Modelo atómico de Sommerfeld Sommerfeld introdujo el concepto de subniv eles para explicar estas bandas finas, modificando el modelo de Bohr e indicando que las órbitas de los electrones no sólo son circulares, sino también elípticas. Estos subniveles son indicados por el número cuántico ℓ, al que en un principio se le llamó secundario.

Figura 2.24 Modelo atómico de Sommerfeld.


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

4/20/12 12:40:08 PM

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Manos a la obra

Espectros de emisión La espectroscopia es el estudio detallado de la luz, que considera todas sus propiedades como la energía, la longitud de onda, etcétera. Los químicos emplean los espectros de emisión o absorción de elementos y compuestos para identificarlos; puede decirse que son como las huellas digitales de los átomos y las moléculas. Una línea de emisión se presenta cuando en un átomo un electrón desciende de un nivel de energía alto hacia uno más bajo, mientras que una línea de absorción ocurre cuando un electrón pasa de un nivel de energía inferior a uno superior. Cada átomo tiene una distribución única en los niveles de energía de sus electrones, por lo tanto, emite o absorbe energía con longitudes de onda particulares, que en el caso de la luz visible, nuestro cerebro puede interpretar como colores diferentes. Material • Mechero de Bunsen • Lápiz de madera o puntilla de carbón • Navaja • 6 vasos de precipitados de 20 mL • Agitadores de vidrio • Balanza Sustancias 10 mL de ácido clorhídrico (HCl) concentrado 10 mL de solución acuosa 1 M de: cloruro de litio (LiCl) cloruro de sodio (NaCl) (sal de cocina) cloruro de potasio (KCl) (sustituto de sal de cocina que consumen personas con problemas de hipertensión) cloruro de calcio (CaCl2) cloruro de estroncio (SrCl2) Nota Si no te es posible encontrar algunas de las sustancias solicitadas para la actividad, emplea los sustitutos que te anotamos adelante de algunas de ellas. Aunque te recomendamos busques en las boticas de tu localidad, estamos seguros que tendrás suerte. Procedimiento 1. Retira cuidadosamente la madera del lápiz dejando al descubierto el grafito o utiliza una puntilla de carbón. 2. Prepara 10 mL de soluciones acuosas, 1 M de LiCl, NaCl, KCl, CaCl2 y SrCl2 y colócalas en vasos de precipitados. Ponle a cada vaso su etiqueta correspondiente. 3. Moja la punta del grafito en el HCl concentrado. 4. En seguida introduce dicha punta en la solución de cloruro de litio, después colócala sobre la flama y observa el color que adquiere. 5. Repite el mismo procedimiento para los demás cloruros.


Análisis de resultados

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

2. Con la información de las pruebas a la flama y la configuración electrónica llena la siguiente tabla: Cloruro de

Color de la flama

Litio Sodio Potasio Calcio Estroncio

Según los resultados del experimento, responde las siguientes preguntas.

1. ¿Podrán diferenciarse los colores en todas las pruebas a la flama? ______________________________________ ______________________________________

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

3. ¿Por qué se obtuvieron colores diferentes en las pruebas a la flama? ______________________________________ ______________________________________

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

5. ¿Existirá alguna relación entre el color y la configuración electrónica? ______________________________________ ______________________________________

6. ¿Consideras que el experimento podría mejorarse? ¿Qué sugieres? ______________________________________ ______________________________________ Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Química experimental. Prácticas de laboratorio, México, McGraw-Hill Interamericana, 2004, pp. 89-91.

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2.2 Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuanticos

57 57

2.2 Modelo atómico de la mecánica ondulatoria y números cuánticos Mapa conceptual 2.2 Mecánica ondulatoria está fundamentada por

explica el

Principios

modelo atómico actual

de

que muestra la

Dualidad de Broglie

distribución electrónica

Shrödinger Incertidumbre de Heisenberg

en

Dirac

orbitales números cuánticos

por medio de los Principal

Por orientación

Por forma

Por giro

Las aportaciones de Dalton, Thomsom, Rutherford y Bohr tienen un gran valor en el desarrollo del modelo atómico. 1803

1897

Electrones con carga negativa

1911

Esfera con carga positiva Modelo de Dalton

Modelo de Thomson 1913

Modelo de Rutherford Actual

e2

e2 e2


Modelo moderno

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

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


4/20/12 12:40:10 PM

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y en el caso de Bohr su modelo es aplicable únicamente para el átomo de hidrógeno y no para átomos con un gran número de electrones. A continuación veamos, en forma elemental, algunos de los principios que fundamentan la mecánica ondulatoria para la construcción de un modelo atómico moderno.

Principio de dualidad Los electrones, al igual que los fotones (cuantos de energía luminosa) se compor tan como partículas (masa) y ondas (energía). Tratemos de ilustrar lo anterior: un lápiz (una masa) ocupa un lugar en el espacio; la luz que emite una lámpara incandescente (energía) no ocupa un lugar en el espacio pero “existe” en todo el espacio. De esta manera el electr ón, al comportarse como onda (energía), “existirá” en el espacio (volumen) que rodea al núcleo y no en capas, como indicó Bohr.

Principio de incertidumbre No es posible conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad de un electrón. Lo anterior nos llev a a considerar únicamente la pr obabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio que rodea al núcleo. La probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo se puede representar como lo muestra la figura 2.27. Figura 2.27 La nube electrónica del hidrógeno La mayor parte del tiempo, el electrón del hidrógeno está dentro de la nube dispersa del dibujo en dos dimensiones (izquierda). Un círculo, con el núcleo en el centro y enmarcando 95% de la nube, define un orbital en dos dimensiones (centro). El modelo esférico (derecha) representa el orbital 1s del hidrógeno en tres dimensiones.

+

+

+

Como se observa, es más probable localizar al electrón cerca del núcleo; esta probabilidad decrece a medida que la región se encuentra más alejada del mismo. La representación de la probabilidad se llama nube de carga o nube electrónica. En realidad, el electrón puede estar en cualquier sitio alrededor del núcleo, menos en el núcleo mismo: hay regiones de ese espacio donde es muy probable encontrarlo y otras donde es poco probable localizarlo. Las regiones del espacio que rodean al núcleo y donde la probabilidad de encontrar el electrón es mayor, se llaman orbitales.

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


4/20/12 12:40:11 PM


59 59

Principio de Dirac En la ecuación de D irac-Jordan aparece el cuarto parámetro cuántico denominado de espín s. Actualmente, la ecuación de Dirac-Jordan es la que establece con mayor exactitud la distribución de los electrones. Las aplicaciones prácticas, considerando las limitaciones de este curso, tratarán de concretarse en el siguiente tema.

Números cuánticos

¿Sabías que...?

Los números cuánticos son valores numéricos que indican las características de los electrones de los átomos. El estudio del átomo debe efectuarse con base en los últimos adelantos científicos, y aunque el modelo actual es matemático y de alta complejidad, trataremos de lograr su r epresentación visual lo más fielmente posible. ¿Cómo existen los electrones en los orbitales? Esto lo explicaremos al describir los cuatro números que se indican con las letras: n, l, m, s.

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

Número cuántico principal Como resultado de la investigación continua durante el siglo xx, en la actualidad los científicos han comprobado que los niveles energéticos no son exactamente órbitas, como las de los planetas, alrededor del núcleo de un átomo. En lugar de ello, se puede decir que son r egiones espaciales esféricas alr ededor del núcleo, en las cuales es más probable encontrar los electrones. El número cuántico principal se representa con la letra n e indica el nivel de energía en el que se encuentra el electr ón. Sus valores son enter os positivos del 1 en adelante. n = 1, 2, 3, 4...

Núcleo

Niveles energéticos 1

2

3

4

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

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


4/20/12 12:40:11 PM


60

n

Número máximo de electrones

1

2

2

8

3

18

4

32

El nivel energético menor (n = 1) es el más pequeño y el más cer cano al núcleo. Este nivel energético puede contener un máximo de 2 electr ones. El segundo nivel energético, que es más grande por que está más alejado del núcleo, puede contener un máximo de 8 electrones. 8 protones 8 neutrones 2 electrones 6 electrones 1 protón 1 electrón

Átomo de hidrógeno

Átomo de oxígeno

Energía

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

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

e–

3 e–

e–

e–

2

6e– 8e–

2e–

1

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

Número cuántico por forma Cuando los científicos inv estigaron los átomos multielectr ónicos descubrieron que los espectros eran mucho más complejos de lo que esperaban por la sencilla serie de niveles energéticos supuestos del hidrógeno.


4/20/12 12:40:12 PM


400 nm

500 nm

600 nm

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

H

Hg

Ne 400 nm

500 nm

600 nm

700 nm

Esta complejidad indica que existen subniv eles —divisiones de un niv el— en determinados niveles energéticos. Un nivel está formado por subniveles con energía muy parecida. Cada nivel energético tiene un número específico de subniveles, que es el mismo que el número del nivel energético. El número cuántico por forma determina el subniv el y se relaciona con la forma del orbital, se representa con la letra l. A los subniveles se les asignan las letras s, p, d, f. Los subniveles tienen valores numéricos obtenidos de acuer do con el númer o del nivel energético al que pertenece, estos valores comienzan con 0 y terminan con el valor de (n – 1). Por ejemplo, para el primer niv el energético (n = 1) el v alor de l (subnivel) se obtendrá restándole uno al número del nivel; esto es 1 – 1: que es igual a 0. Entonces si n = 1, l = 0, a este subnivel, cuyo valor es 0, se le asigna la letra s y la forma del orbital es de esfera. Para el segundo nivel (n = 2), los valores de l comenzarán con 0 y terminarán con 1, ya que 2 – 1 = 1. Esto es, en el segundo nivel, los valores de l serán 0 y 1. Cuando l es igual a 1 se le asigna la letra p y la forma del orbital es como lóbulos.

Nivel (n)

Número de subniveles

1

1

2

2

3

3

4

4

Z

Y

z

z y

a)

z y

x

S esférica

X

Figura 2.32 Orbital s. y

x

b)

61 61

x

c)

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


4/20/12 12:40:14 PM

62


Subnivel 2s

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

z

z y

Nivel principal 2

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

Subnivel 2p z y

x

y

x

x

2s 2px

2py

Nivel principal 1

2pz

1s

En el tercer nivel (n = 3), los valores de l comenzarán con 0 y terminarán con 2, ya que 3 – 1 = 2. De acuerdo con esto, en el tercer nivel los valores de l serán 0, 1 y 2. Cuando l = 2 se le asigna la letra d. De igual forma cuando n = 4, los valores de l comenzarán con 0 y terminarán con 4 – 1 = 3. Esto es, en el cuarto nivel l tendrá los valores 0, 1, 2 y 3. Cuando l = 3 se le asigna la letra f. Para representar un subnivel se indica el número del nivel seguido de la letra que representa la forma del orbital. 3s nivel

forma (esfera)

La siguiente tabla resume lo anterior. Nivel energético

Subniveles

1 2

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

3

4


4/20/12 12:40:15 PM


z

z y

z

63 63

z

y

x

x

1s 2s

3s

y

y

x

x

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

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

Número cuántico por orientación o magnético Este número cuántico indica la orientación de un orbital atómico y se epresenta r con la letra m. Los valores del número cuántico por orientación (m) dependen de los valores del número cuántico por forma ( l ). Son números enteros que empiezan con el v alor de −l, pasan por 0 y terminan en el valor de +l, esto es: −lm = −l ... 0 ... + l

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

Ejemplifiquemos: Si l = 0 (al que se le asigna la letra s) entonces m = −0 ... 0 ... +0, sabemos que el −0 y el +0 no existen, luego m = 0, esto significa que en el subnivel s solamente hay un orbital. Si l = 1 (al que se le asigna la letra p)

n=1 ↓ l =0 ↓ m=0 1s

(Primer nivel de energía) Subnivel 1 orbital

Figura 2.36 Diagrama de árbol para n = 1.

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


4/20/12 12:40:15 PM

64


n = 2 (Segundo nivel de energía)

l = 0 (subnivel s)

l = 0 (subnivel p)

m = −1 2p

m=0 2s

m=0 2p

1 orbital

m = +1 2p

3 orbitales


n = 3 (Tercer nivel de energía)

l = 1 (subnivel p)

l = 0 (subnivel s)

Investiga Obtén el número de orbitales para el subnivel f y dibuja el diagrama de árbol para n = 4.

m = −1 3p

m=0 3s 1 orbital

m=0 3p

l = 2 (subnivel d)

m = +1 3p

m = −2 3d

m = −1 3d

m=0 3d

m = +1 3d

m = +2 3d

5 orbitales

3 orbitales


z

dyz

z

z

z

z

y

y

y

y

y

x

x

x

x

x

dxz

dxy

dx2–y2

dz2

Figura 2.39 Formas de los cinco orbitales 3d.


4/20/12 12:40:16 PM


65 65

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

Subniveles

Orbitales por subnivel

Electrones en el subnivel

Electrones en el nivel

1

1s

1

2

2

2

2s

1

2

8

2p

3

6

3s

1

2

3p

3

6

3d

5

10

4s

1

2

4p

3

6

4d

5

10

4f

7

14

3

4

18

32

Nivel de energía 3d 3

3p

Energía

3s

2p

2

2s

1

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

1s

Número cuántico por giro (espín) Se relaciona con el giro o movimiento de rotación que el electrón efectúa sobre su propio eje.

s â 1/2


s â 1/2

Investiga Investiga el significado en español del vocablo inglés spin.

Figura 2.41 Espín del electrón.

4/20/12 12:40:17 PM

66


Como el giro del electrón solamente podrá ser en un sentido o en contrasentido, este número cuántico se relaciona con la posibilidad de que una orientación del orbital acepte o no al electrón diferencial. Se representa por s, sus valores son +1/2 y –1/2 o ↑↓. Esto nos lleva a la conclusión de que en un orbital sólo puede haber 2e– con espines opuestos.

2.3 Configuraciones electrónicas Mapa conceptual 2.3

Configuraciones electrónicas se abrevian para determinar las

se determinan por el proceso

Estructuras de Lewis

Aufbau o de construcción se basan en los principios de

Máxima sencillez

Exclusión

Máxima multiplicidad

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

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

Principio de máxima sencillez de Yeou-Ta El orden que se sigue para estructurar los distintos subniveles se basa en el principio de máxima sencillez de Yeou-Ta, el cual indica que en un átomo primero se estructuran aquellos subniveles cuya suma de n + l sea menor y si en varios es igual, se estructuran primero aquellos en donde n sea menor. Te resultará de gran utilidad recordar lo siguiente: l 0 1 2 3


Letra s p d f

4/20/12 12:40:17 PM

2.3 Configuraciones electrónicas

67 67

Como se puede obser var, primero se estructura el subnivel 1s, luego el 2 s y en seguida están 2p y 3s que suman lo mismo . De estos dos últimos subniv eles, 2p se estructurará primero porque tiene menor valor de n. Si comparas 3d con 4s, estructurarás primero 4s porque en él la suma (n + l ) es menor. En general, se sigue el orden que indican las flechas según la ilustración: Diagrama de configuración electrónica 1s 2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

5s

5p

5d

5f

6s

6p

6d

7s

7p

Recordemos el número de electrones que admite, como máximo, cada orbital. orbital s orbital p orbital d orbital f

2e– 6e– 10e– 14e–

(s 2) (p6) (d 10) (f 14)

3p5 significa: n=3 l = 1 (se le asigna la letra p) El exponente 5 indica que en ese subnivel hay 5 electrones (los orbitales p pueden tener de 1 a 6 electrones como máximo). Para elaborar la configuración electrónica de los átomos, se sigue el orden que se indica en el diagrama de configuración electrónica anterior, procurando estructurar cada subnivel con el máximo de electrones permitido.

Cuadro 2.1 Orden de los subniveles. Subnivel

Suma (n + l )

1s

(1 + 0 = 1)

2s

(2 + 0 = 2)

2p

(2 + 1 = 3)

3s

(3 + 0 = 3)

3p

(3 + 1 = 4)

3d

(3 + 2 = 5)

4s

(4 + 0 = 4)

4p

(4 + 1 = 5)

4d

(4 + 2 = 6)

4f

(4 + 3 = 7)

Ejemplo: 1H

1s1

7N

1s2

2s2

2p3

17Cl

1s2

2s2

2p6

3s2

3p5

26Fe

1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

4s2

3d 6

36Kr

1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

4s2

3d10

4p6

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


4/20/12 12:40:18 PM

68


¿Sabías que...? El número entero en el ángulo inferior izquierdo de cada elemento indica el número de electrones.

Ejercicio Elabora la configuración electrónica de los siguientes átomos: 4Be 19K 25Mn 37Rb 47Ag 53I 56Ba 79Au 82Pb 92U

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

1s2

10Ne

1s2, 2s2, 2p6

18Ar

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6

36Kr

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

54Xe

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

86Rn

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

Las configuraciones electrónicas anteriores se representan con el símbolo de cada gas raro dentro de un paréntesis rectangular, así: [He] representa la configuración electrónica del helio, [Ne] la del neón, [Ar] la del argón, etcétera. Si distribuimos los electr ones considerando todos los orbitales quedaría (v éase principio de máxima sencillez): 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f 14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f 14, 6d10, 7p6


4/20/12 12:40:18 PM


69 69

En este renglón se puede localizar el último orbital de cada gas raro. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f 14, 5d10, 6p6, 7s2, 5f 14, 6d10, 7p6 He Ne Ar Kr Xe Rn

Problemas resueltos Apliquemos lo anterior para realizar la configuración electrónica abreviada de varios átomos, por ejemplo. 7N

Localizamos el gas raro anterior al nitrógeno; es el 2He Entonces: − [He]2s2, 2p3 (Los electrones que faltan se escriben en la forma acostumbrada.) 38Sr El gas raro anterior al estroncio es el 36Kr. Entonces: 7N

38Sr

− [Kr]5s2

80Hg

− [Xe]6s2, 4f 9, 5d10

24Cr

− [Ar]4s2, 3d 4

Ejercicio Elabora la configuración electrónica abreviada de los siguientes átomos. 1H

______________________________

13Al

_____________________________

_____________________________

14Si

_____________________________

______________________________

15P

______________________________

4Be ______________________________

16S

______________________________

5B _______________________________

17Cl

_____________________________

6C

______________________________

18Ar

_____________________________

7N

______________________________

19K ______________________________

8O

______________________________

20Ca

_____________________________

9F _______________________________

21Sc

_____________________________

10Ne

22Ti

_____________________________

2He 3Li

_____________________________

11Na _____________________________

23V ______________________________

12Mg

24Cr

____________________________


_____________________________

4/20/12 12:40:18 PM

70


25Mn 26Fe

____________________________

38Sr ______________________________

_____________________________

39Y

______________________________

27Co _____________________________

40Zr

28Ni

41Nb _____________________________

_____________________________

_____________________________

29Cu _____________________________

42Mo

____________________________

30Zn _____________________________

43Tc

_____________________________

31Ga

_____________________________

44Ru

_____________________________

32Ge

_____________________________

45Rh _____________________________

33As

_____________________________

46Pd

_____________________________

34Se

_____________________________

47Ag

_____________________________

35Br

_____________________________

48Cd _____________________________

36Kr

_____________________________

49In

_____________________________

37Rb

_____________________________

50Sn

_____________________________

Principio de máxima multiplicidad de Hund La representación gráfica de un átomo se hace sustituyendo los exponentes (número de electrones) por vectores (flechas), atendiendo al principio de máxima multiplicidad de Hund: los electrones de un mismo orbital ocuparán el máximo de orientaciones permitidas en ese orbital. A continuación te mostramos algunos ejemplos de representación gráfica. Configuración electrónica: 1s2

2s2

2p3

↑↓ 2s

↑ 2px

Representación gráfica: ↑↓ 1s

↑ 2py

↑ 2pz

Observa que los tres electrones del subnivel 2p se distribuyen en los tres orbitales que les corresponden. Además, cuando hay 2 electrones en un orbital debe indicarse que su sentido es opuesto (↑↓), esto significa que tienen espín (giro) opuesto. 16S

Configuración electrónica: 1s2


2s2

2p6

3s2

3p4

4/20/12 12:40:18 PM


Representación gráfica: ↑↓ 1s

71 71

Actividad

↑↓ 2s

↑↓ 2px

↑↓ 2py

↑↓ 2pz

↑↓ 3s

↑↓ 3px

↑ 3py

↑ 3pz

La representación gráfica también se puede hacer en forma abreviada, como en el ejemplo siguiente: 19K

– [Ar]

17Cl

– [Ne]

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

↑ 1s ↑↓ 3s

↑↓ 3px

↑↓ 3py

↑ 3pz

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

++

+

H

+

++

+

O

H

•

++

C

+

+

++

+

+

•• O ••

••

• •• +

N

• •

C

• •

• •

N

Estructuras de Lewis Los electrones de valencia son aquellos que sobran o faltan en los orbitales s y p exteriores para alcanzar una configuración estable de 8 electrones. Esta forma abreviada se llama estructura de Lewis. Para realizar las estructuras de Lewis de los diferentes átomos, debemos conocer su estructura electrónica y así poder determinar cuántos electr ones contiene cada uno en su último nivel energético (n).

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

Problemas resueltos Elabora la estructura de Lewis de los siguientes átomos: 12Mg

Configuración electrónica 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 El último nivel es n = 3 con un orbital s, que contiene 2 electrones; luego, su estructura de Lewis será: ••

Mg 29Cu


– [Ar]4s2, 3d 9

4/20/12 12:40:18 PM

72


Aquí, el último orbital es el 3d pero el último nivel, que es el que nos interesa, es el 4(n = 4) con el orbital s que contiene 2 electrones; luego, su estructura de Lewis será: Cu + +. 78Pt

– [Xe]6s2, 4f 14, 5d 8 Último nivel 6 Orbital s e– 2 ••

Pt

(Es importante no confundir el último nivel con el último orbital). 17Cl

– [Ne]3s2, 3p5

Último nivel –3 Orbitales en ese nivel –s y p Electrones = 2 + 5 = 7 •• ••

• ••

Cl

33As

– [Ar]4s2, 3d10, 4p3

Último nivel –4 Orbitales –s y p Electrones = 2 + 3 = 5 ++

++

As +

Ejercicio Representa las estructuras de Lewis de: 4Be 8O 13Al 25Mn 34Se 38Sr 48Cd 53I 82Pb 92U


4/20/12 12:40:18 PM

2.4 Tabla periódica

73 73

2.4 Tabla periódica Mapa conceptual 2.4 Tabla periódica actual agrupa

se basa en los

Elementos químicos

Números cuánticos s

formando cuyos antecedentes son

p

los bloques o clases

ordenadas

d f

Tríadas de Döbereiner Octavas de Newlands

conforme a sus

Ley periódica de Mendeleiev Propiedades químicas

Tabla periódica larga

representados por

Radio atómico Radio iónico

Símbolos

Energía de ionización

como que son consecuencia

Electronegatividad

los que además El número atómico

Afinidad electrónica

de La configuración electrónica Un átomo del elemento representan Su masa atómica

que es

el promedio de las masas de los

Isótopos

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


4/20/12 12:40:19 PM

74


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

Para ello empleó las letras del alfabeto, usando la inicial del nombre del elemento o la inicial y otra letra representativa de dicho nombre. Los símbolos de los elementos químicos constan de una o dos letras como máximo. Si es una letra, debe ser mayúscula y si son dos, la primera es mayúscula y la segunda minúscula, inv ariablemente. Se exceptúan, en el pr esente, los elementos 104 a 109, pues en 1976 se propuso un sistema para nombrar en forma provisional a estos elementos: su nombre es su número en latín: 0 (nil), 1 (un), 2 (bi), 3 (tri), 4 (quad), 5 (pent), 6 (hex), 7 (sept), 8 (oct) y 9 (en); así, el nombre del elemento 105 es unnilpentio; un (1), nil (0), pent (5), con la terminación io (del latín ium). En agosto de 1994, la iupac propuso los siguientes nombres para los elementos 104 al 109: • • • • • •

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

Así, los elementos 104 y 105 cambian el nombr e usado por más de 20 años. Como se indica renglones arriba, el nombre en latín es provisional hasta que se lleve a cabo un consenso acerca de estos nombres. Como ya lo mencionamos, hay símbolos de elementos que se epresentan r con una letra, observa el siguiente ejemplo: Carbono Hidrógeno Oxígeno Nitrógeno

C H O N

Pero como existen v arios elementos cuyos nombres tienen la misma inicial, entonces se usa una segunda letra representativa del nombre del elemento. Cadmio Bario Calcio Bromo Cloro Cromo

Cd Ba Ca Br Cl Cr

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


Elemento

Nombre en latín

Símbolo

Azufre

sulfur

S

Cobre

cuprum

Cu

Fósforo

phosphorus

P

Hierro

ferrum

Fe

Oro

aurum

Au

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75 75

Cuando hablamos de la nomenclatura de los elementos, nos referimos a su nombre. Estos nombres han tenido orígenes diversos, y varios se refieren a alguna característica del elemento: Hidrógeno significa “productor de agua”. Bromo significa “de olor fétido, desagradable”. Plomo quiere decir “pesado”. Otros nombres se refieren o tienen relación con alguna región o país: Galio Germanio Europio Californio

Francia (las Galias) Alemania Europa California

Algunos se relacionan con los astros: Helio Teluro Selenio Uranio

Sol (el dios Helios) Tierra Luna (Selene) Urano

Otros tienen su nombre en honor a algún científico: Einstenio Mendelevio

Einstein Mendeleiev

Un símbolo de ninguna manera debe considerarse como una abr eviatura del nombre del elemento, ya que con él se representa: • El elemento en general • Un átomo de este elemento • Su masa atómica El cuadro 2.2 consigna en orden alfabético elementos conocidos, indicando su símbolo, número atómico y masa atómica.

Número atómico El número atómico fue descubierto por Moseley (1913) al estudiar las longitudes de onda de los ray os X, emitidos por tubos de ray os catódicos en los que usó diferentes elementos como blanco (ánodo) del haz de electrones; así, observó que la longitud de onda depende del elemento usado como ánodo. En síntesis, el número atómico indica el número de protones que hay en el núcleo del átomo y es igual al de electrones cuando el átomo es neutro. El número atómico se representa con la letra Z y se escribe en la par te inferior izquierda del símbolo del elemento ( zX ); así, por ejemplo, 1H indica que


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

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Cuadro 2.2 Características de los elementos.

Elemento Actinio Aluminio Americio Antimonio Argón Arsénico Ástato Azufre Bario Berilio Berkelio Bismuto Bohrio Boro Bromo Cadmio Calcio Californio Carbono Cerio Cesio Cloro Cobalto Cobre Cromo Curio Darmstadtio Disprosio Dubnio Einstenio Escandio Estaño Estroncio Europio Fermio Flúor Fósforo Francio Gadolinio Galio Germanio Hafnio Hassio Helio Hidrógeno Hierro Holmio Indio Iridio Iterbio Itrio Kriptón Lantano Laurencio Litio Lutecio

Símbolo Ac Al Am Sb Ar As At S Ba Be Bk Bi Bh B Br Cd Ca Cf C Ce Cs Cl Co Cu Cr Cm Ds Dy Db Es Sc Sn Sr Eu Fm F P Fr Gd Ga Ge Hf Hs He H Fe Ho In Ir Yb Y Kr La Lr Li Lu

Número atómico

Masa atómica

Elemento

89 13 95 51 18 33 85 16 56 4 97 83 107 5 35 48 20 98 6 58 55 17 27 29 24 96 110 66 105 99 21 50 38 63 100 9 15 87 64 31 32 72 108 2 1 26 67 49 77 70 39 36 57 103 3 71

0227.027 8* 26.981 539 243.061 4* 121.757 39.948 74.921 59 209.987 1* 32.066 137.327 9.012 182 247.070 3* 208.980 37 262* 10.811 79.904 112.411 40.078 251.079 6* 12.011 140.115 140.115 35.452 7 58.933 20 63.546 51.996 1 247.070 3* 271* 162.50 262* 252.082 8* 44.955 910 118.710 87.62 151.965 257.095 1* 18.998 403 2 30.973 762 223.019 7* 157.25 69.723 72.61 178.49 265* 4.002 602 1.007 94 55.847 164.930 32 114.82 192.22 173.04 88.905 85 83.80 138.905 5 260.105 4* 6.941 174.967

Magnesio Manganeso Meitnerio Mendelevio Mercurio Molibdeno Neodimio Neón Neptunio Níquel Niobio Nitrógeno Nobelio Oro Osmio Oxígeno Paladio Plata Platino Plomo Plutonio Polonio Potasio Praseodimio Prometio Protactinio Radio Radón Renio Rodio Roentgenio Rubidio Rutenio Rutherfordio Samario Seaborgio Selenio Silicio Sodio Talio Tantalio Tecnecio Telurio Terbio Titanio Torio Tulio Tungsteno Ununbio Ununquadio Uranio Vanadio Xenón Yodo Zinc Zirconio

Símbolo Mg Mn Mt Md Hg Mo Nd Ne Np Ni Nb N No Au Os O Pd Ag Pt Pb Pu Po K Pr Pm Pa Ra Rn Re Rh Uuu Rb Ru Rf Sm Sg Se Si Na Tl Ta Tc Te Tb Ti Th Tm W Uub Uuq U V Xe I Zn Zr

Número atómico 12 25 109 101 80 42 60 10 93 28 41 7 102 79 76 8 46 47 78 82 94 84 19 59 61 91 88 86 75 45 111 37 44 104 62 106 34 14 11 81 73 43 52 65 22 90 69 74 112 114 92 23 54 53 30 40

Masa atómica 24.305 0 54.938 05 266* 258.098 6* 200.59 95.94 144.24 20.179 7 237.048 2 58.693 4 92.906 38 14.006 74 259.100 9* 196.966 54 190.2 15.999 4 106.42 107.868 2 195.08 207.2 244.064 2* 208.982 4* 39.098 3 140.907 65 144.912 8* 231.035 88 226.025 4 222.017 6* 186.207 102.905 50 272* 85.467 8 101.07 261* 150.36 263* 78.96 28.085 5 22.989 768 204.383 3 180.947 9 97.902 2* 127.60 158.925 34 47.88 232.038 1 168.934 21 183.85 285* 289* 238.028 9 50.941 5 131.29 126.904 47 65.39 91.224

* Masa del isótopo conocido con la mayor vida media.


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77 77

el número atómico del hidrógeno es 1 (z = 1), por lo que este átomo tendrá un protón en su núcleo y un electrón en la envoltura: 8p+ 17p+ 26p+ 47p+ 92p+

8O 17Cl 26Fe 47Ag 92U

y y y y y

8e– 17e– 26e– 47e– 92e–

Número de masa Por número de masa se entiende la suma de nucleones, es decir , protones más neutrones. El número de masa se representa con la letra A y se escribe en la parte superior izquierda del símbolo del elemento (AX). En ocasiones se coloca en la parte superior derecha. Conociendo lo que indica tanto el númer o atómico como el de masa, se puede obtener el número de neutrones restando al número de masa el número atómico (N = A – Z). Este número de neutrones se escribe en la parte inferior derecha del símbolo del elemento (XN). Por ejemplo, 238 92

U 146

indica que el átomo de uranio en su núcleo contiene 92 protones, 146 neutrones y que la suma de ambos (número de masa) es igual a 238. 35 17

Z = 17 N = 18 A = 35

Cl18

17p+ 18no 35 nucleones

Masa atómica El número de masa y la masa atómica son dos conceptos distintos, aunque numéricamente son casi iguales. E l número de masa se refiere al númer o de par tículas (protones y neutrones) de un átomo, mientras que la masa atómica indica la cantidad de materia que hay en los átomos, es decir, la masa promedio de la mezcla de los isótopos del elemento. Dalton destacó la importancia de este concepto (véase Modelo atómico de Dalton) al indicar que los átomos de distintos elementos sólo diferían en su masa (peso atómico). No resulta práctico medir la masa de los átomos en unidades conv encionales, gramos, por ejemplo, ya que la masa del átomo de hidrógeno sería: 0.000 000 000 000 000 000 000 001 6 g = 1.6 × 10–24 g


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Para medir la masa de los átomos hay que emplear una unidad adecuada. O riginalmente se tomó como base de comparación la masa del hidr ógeno (H1); después se relacionó con la masa del o xígeno (O16) y en la actualidad, a par tir de 1961, se toma como unidad de masa atómica ( u) la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono (C12). De esta manera, la masa atómica relativa de un elemento se define como la masa de ese elemento, comparada con la masa de un átomo del isótopo del carbono 12. Para determinar las masas atómicas se pueden seguir varios procedimientos, entre éstos tenemos: Método del máximo común divisor Este procedimiento consiste en escoger v arios compuestos que contengan al elemento cuya masa atómica se desea conocer; en seguida se determinan las masas molecular es de tales compuestos y mediante análisis químico cuantitativo se establece la proporción del elemento problema en cada uno de ellos.

Cuadro 2.3 Cómo determinar la masa atómica del cloro Compuestos de cloro

Masa molecular

Cloro contenido en la Mol

36.5

35.5

Cloruro de arsénico (III) (AsCl3,)

181.5

106.5

Cloruro de mercurio (II) (HgCl2)

271.0

71.0

Tetracloruro de carbono (CCl4)

154.0

142.0

Cloruro de estaño (SnCl4)

260.0

142.0

Tricloruro de fósforo (PCl3)

137.5

106.5

Ácido clorhídrico (HCl)

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

Método de los calores específicos Se basa en la ley de Dulong y Petit, que establece que a temperatura suficientemente elevada, el producto del calor específico (C e) de diversos elementos sólidos por su peso atómico (masa atómica) M ( a) es una cantidad aproximadamente igual a 6.4. Es decir: (Ce)(Ma) = 6·4 donde 6–4

Ma = C e


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Como se observa en la segunda fórmula, al conocer el calor específico de un elemento, por sustitución puede obtenerse su masa atómica. Este método no es muy exacto y no puede aplicarse a elementos de peso atómico bajo, como carbono, berilio, boro, silicio, etcétera. El calor específico de una sustancia es la cantidad de calor necesaria, medida en calorías, para elevar un grado Celsius la temperatura de un gramo de dicha sustancia (cal/g °C). Por ejemplo, si el calor específico del plomo es 0.031 cal/g °C, su masa atómica será: Ma =

6.4 = 206.4 0.031

Si se observa el cuadro 2.2, la masa atómica del plomo es 207.2, con lo cual resaltamos que este procedimiento no es exacto, sólo aproximado. Espectrógrafo de masas Es un aparato empleado para determinar con gran exactitud las masas atómicas; fue inventado por F. W. Aston en 1920. El principio en que se basa este aparato es muy simple. Supongamos que se dejan caer de cierta altura tres esferas del mismo tamaño per o de diferente material (corcho, madera, hierro), y que sobre ellas actúa una corriente de air e tal que las desvía antes de llegar al suelo; la esfera que pr esenta mayor desviación será la de cor cho, mientras que la de hierro sufre una desviación menor. En el espectrógrafo de masas, los átomos y las moléculas sustituy en a las esferas del ejemplo anterior. Estas partículas se electrizan con carga positiva al perder uno o más electrones, se aceleran a velocidad elevada y se desvían por medio de un campo magnético. Los átomos de masa diferente se separan y llegan a distintos puntos sobre una placa fotográfica. Según el grado de desviación y la fuerza del campo magnético, es posible calcular la masa atómica (figura 2.42).

Electrodo

+

–

Electrodo acelerador de alto voltaje

Los polos magnéticos se encuentran atrás y adelante del plano del papel

Haz de electrones Campo magnético

Tubo de entrada

- - - - - - - - - - - - - - - Filamento caliente Detector

A fuente de voltaje


Figura 2.42 Espectrógrafo de masas.

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Isótopos La palabra y su raíz isótopo (Del griego) isos, igual y topos, lugar: mismo lugar

Figura 2.43 Isótopos del hidrógeno.

Al estudiar la desviación de los átomos con espectrógrafos de masas, se demostró que algunos núcleos del mismo númer o atómico pueden tener masas difer entes. Los isótopos son átomos de un mismo elemento con distinto número de masa. Los isótopos de un mismo elemento son átomos cuyo núcleo es idéntico en cuanto al número de protones, pero tienen diferente número de neutrones. 1 Electrón (–)

1 Electrón (–)

1 Electrón (–)

1 Protón (+)

1 Protón (+)

1 Protón (+)

1 Neutrón (+)

2 Neutrones (+)

Deuterio ( 21H)

Tritio (31H)

Protio ( 11H)

Núcleo

Núcleo

11 protones 12 neutrones

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

23 11 Na

11 electrones


24 11 Na

11 electrones

Para distinguir a los isótopos entr e sí, se escribe el símbolo y como exponente la masa atómica aproximada; por ejemplo, H1 (protio), H2 (deuterio) y H3 (tritio) son los tres isótopos del hidrógeno. El flúor está constituido por un solo isótopo natural; el oxígeno, por los isótopos naturales O16, O17 y O18; el estaño por un total de diez isótopos naturales; el uranio por U234, U235 y U238. Las masas atómicas de los diferentes elementos son realmente el promedio de las masas de sus isótopos. Las masas de los isótopos de litio son 6 y 7, pero la masa atómica de este elemento es 6.941 que resulta de promediar las masas de los dos isótopos y, como se obser va, los isótopos de litio de masa 6 son los más abundantes porque el promedio (6.941) está más próximo al 7. Para determinar la masa atómica pr omedio de un elemento, se multiplican las masas de sus isótopos por el por centaje de abundancia y estos pr oductos se suman: el resultado es la masa atómica del elemento.


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


Protón Neutrón Li 7

Electrón

81 81

Li 6

Problemas resueltos El elemento cloro está formado por dos isótopos naturales; el isótopo 35 con una abundancia de 75.8% y el isótopo 37 con una abundancia de 24.2%. ¿C uál es la masa atómica del cloro? 35 × 75.8% = 26.53 37 × 24.2% = 8.954 35.484

La masa atómica del cloro es 35.484 u. El silicio está formado por una mezcla de tres isótopos naturales, 92.2% de isótopos de masa 28.0, 4.7% de isótopos de masa 29.0 y 3.09% de isótopos de masa 30.0. ¿Cuál es la masa atómica del elemento silicio? 28.0 × 92.2 % = 25.816 29.0 × 4.7 % = 1.363 30.0 × 3.09% = 0.927 28.106 La masa atómica del silicio es 28.106 u.

100% Na23

79% Mg24

10% Mg25 30.8% Cu65 69.2% Cu63 11% Mg26

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


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Lectura

Cuentos de isótopos Los átomos de un elemento constan, en general, de varios isótopos. Los isótopos son átomos que tienen el mismo número de electrones y diferente número de neutrones. La proporción de isótopos en los elementos que se encuentran en animales y humanos vivos reflejan cuál es su dieta. Por ejemplo, los elefantes africanos que se alimentan de pastos tienen distinta proporción de C13/C12 en sus tejidos, comparada con aquellos que consumen principalmente hojas de árboles. Esto se debe a que el pasto tiene un patrón de crecimiento muy diferente al de las hojas de los árboles, entonces se adquieren distintas cantidades de C13/C12 del CO2 atmosférico. Como los elefantes que comen hojas de árboles y los que se alimentan de pastos habitan en distintas áreas de África, las diferencias observadas en las proporciones de isótopos C13/C12 en las muestras de marfil de elefante, han permitido a las autoridades identificar el origen de muestras ilegales de marfil.

Otro caso de investigación isotópica se refiere a la tumba del rey Midas, rey de Frigia en el siglo a. C. (y que según cuenta la leyenda, todo lo que tocaba lo convertía en oro). El análisis de los isótopos de nitrógeno encontrados en el destruido sarcófago del rey reveló detalles de su dieta. Los científicos descubrieron que las proporciones de N15/N14 de los carnívoros son más altas que las de los herbívoros, éstas a su vez son más altas que las de las plantas. El organismo responsable de la desintegración del sarcófago de madera del rey tenía altos valores de nitrógeno. Los investigadores descubrieron que el origen de este nitrógeno era el mismo cuerpo del rey muerto. Como la madera podrida bajo su cuerpo, ya desintegrado, presentaba una elevada proporción de N15/N14, los científicos pudieron afirmar que la dieta del rey era rica en carne. Estas anécdotas ilustran que los isótopos pueden ser una valiosa fuente de información biológica e histórica.

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

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

Be Mg

B Al

C Si

N P

O S

F Cl

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

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


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83 83

La gran importancia de esta ley radica en que muestra que la clasificación de los elementos es completamente natural. De esta manera M endeleiev, al clasificar los elementos, pr edijo la existencia de algunos cuyo descubrimiento fue posterior.

Primera tabla de Mendeleiev (1869)

H

Li

1

7

Be B C N O F Na

9.4 11 12 14 16 19 23

Mg Al Si P S Cl K Ca ? ?Er ?Yt ?Im

24 27.4 28 31 32 35.5 39 40 45 45 60 75.6

Ti V Cr Mn Fe Ni, Co Cu Zn ? ? As Se Br Rb Sr Ce La Dy Th

50 51 52 55 56 59 63.4 65.2 68 70 75 79.4 80 85.4 87.6 92 94 95 188?

Zr Nb Mo Rh Ru Pd Ag Cd Ur Sn Sb Te 1 Cs Ba

90 94 96 104.4 104.4 106.6 108 112 116 118 122 128? 127 133 137

? Ta W Pt Ir Os Hg

180 182 186 197.4 198 199 200

Au

197?

Bi

210?

TI Pb

204 207

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

Tabla periódica larga La clasificación actual recibe el nombre de tabla periódica larga. En esta tabla se distinguen columnas verticales llamadas grupos y renglones horizontales llamados periodos. La tabla periódica de los elementos organiza los elementos químicos. A los grupos se les asignaban números romanos, el cero y las letras A y B. Pero a partir de 1987, el Comité de Nomenclatura de la American Chemical Society recomendó designar el gr upo con los números del 1 al 18. O bserva esto en el encabezado de cada grupo en la tabla periódica de la página 82. En tanto, los periodos se identifican con números del 1 al 7.


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7

6

5

4

3

2

1

1

+– 1

Radio

Francio

Actínidos

Lantánidos

(226)

(223)

Ra

1 88

Bario

Cesio

Fr

87

137.33

132.91

Ba

1 56

Estroncio

Rubidio

Cs

55

87.62

85.47

Sr

1 38

Calcio

Potasio

Rb

37

40.08

Ca

1 20

39.1

K

19

24.31

Magnesio

Sodio

Mg

22.99

Na

Berilio

Litio

1 12

9.01

Be

1 4

6.94

Li

Hidrógeno

1.008

2

II A

IA

H

11

3

1

2

1

3

Escandio

232

Torio

Actinio

Th

(227)

Ac

3 90

Cerio

Lantano 89

140.1

Ce

3 58

Rutherfordio

(261)

Rf

3 104

Hafnio

178.49

Hf

3 72

Circonio

91.22

Zr

3 40

Titanio

47.90

Ti

3 22

4

138.9

La

57

Laurencio

(262)

Lr

2 103

Lutecio

174.97

Lu

2 71

Itrio

88.90

Y

2 39

IV B

4

5

VB

5

Protactinio

231

Pa

4 91

Praseodimio

140.9

Pr

3 59 4

Dubnio

(262)

Db

105

Tantalio

180.95

Ta

4 73

Niobio

92.91

Nb

4 41

Vanadio

50.94

V

4 23 3

Número atómico

44.95

Sc

2 21

2

2

III B

3 VII B

7

Uranio

238

U

5 92 4

Neodimio

144.2

Nd

3 60 4

Seaborgio

(263)

Sg

106

Tungsteno

54.94

Neptunio

237

Np

6 93 5 4 3

Prometio

(145)

Pm

3 61

Bohrio

(264)

Bh

107

Renio

186.21

Re

Hierro

55.84

Plutonio

(244)

Pu

5 94 6 4 3

Samario

150.3

Sm

3 62

Hassio

(265)

Hs

108

Osmio

58.93

Americio

(243)

Am

4 95 6 5 3

Europio

152

Eu

3 63 2

Meitnerio

(268)

Mt

109

Iridio

192.22

Ir

Rodio

102.91

Rh

Cobalto

4, 8 77 2 3 6

190.24

Os

9

Co

3 27 2

4, 8 45 2 3 6

Rutenio

9 VIII B

Sólido Líquido Gas Artificial

101.07

Ru

7 44

7, 3 76 4 6 5

Tecnecio

(98)

Tc

8

8

Fe

4, 3 26 2 7 6

Manganeso

6, 2 75 5 4 3

183.85

W

5 74

7

Mn

3 25 6 2

6, 2 43 5 4 3

Molibdeno

95.94

Mo

5 42 3

Cromo

51.99

Cr

5 24 4 3 2

6

Estado de agregación

Masa atómica Nombre

Símbolo

Número de oxidación

VI B

6

Níquel

58.69

Curio

(247)

Cm

3 96 2 4

Gadolinio

157.2

Gd

3 64 2

Darmstadtio

(281)

Ds

110

Platino

195.09

Pt

4 78 2 3 6

Paladio

106.36

11

Berquelio

(247)

Bk

3 97

Terbio

158.9

Tb

3 65

Roentgenio

(272)

Rg

111

Oro

196.97

Au

4 79 2

Plata

107.87

Ag

2 47 4

Cobre

63.54

Cu

2 29 3

Inertes

No metales

10

Pd

3 46 2 4

IB

11

Metaloides

Metales

10

Ni

2 28 3

Grupo

Californio

(251)

Cf

4 98 3

Disprosio

162.5

Dy

3 66 4

Ununbio

(285)

Uub

112

Mercurio

200.59

Hg

3 80 1

Cadmio

112.40

Cd

1 48

Cinc

65.38

Zn

2 30 1

12

II B

12

Einstenio

(252)

Es

3 99

Holmio

164.9

Ho

3 67

Ununtrio

(284)

Uut

113

Talio

204.37

Ti

2 81 1

Indio

114.82

In

2 49

Galio

69.72

Ga

2 31

Aluminio

26.98

Al

Boro

10.81

B 13

5

13

III A

13

115

Bismuto

208.98

Bi

2 83 4

16

VI A

16

–

116

Polonio

(209)

Po

Teluro

127.6

Te

52

Selenio

78.96

Se

34

Azufre

32.06

S

Fermio

(257)

Fm

3 100

Erbio

167.2

Er

3 68

Ununquadio

(289)

Mendelevio

(258 )

Md

3 101

Tulio

168.9

Tm

3 69

Ununpentio

( 288)

Nobelio

(259 )

No

3 102

Iterbio

173

Yb

3 70 2

3 2

3 2

Yodo

18

Neón

( 293)

Ununoctio

Uuo (291 ) Ununseptio

118

Radón

(222)

Rn

86

Xenón

131.3

Xe

54

Criptón

83.8

Kr

36

Argón

39.94

Ar

18

20.18

Ne

10

Helio

4.03

He

2

0

18

Uus

117

Astato

(210)

3 5 7

+– 1

5 7

+– 1

5

+– 1

3 5 7

–1

+– 1

126.90

I

Bromo

79.90

At

2 85 4

6

Cloro

35.45

Br 4 53

–2

6

Flúor

18.99

17

Cl 4 35

–2

Ununhexio

(292 )

6 4

17 VII A

F 17

2 9

+– 2

Oxígeno

15.99

O 16

8

3 84 5

5

+– 3

Antimonio

121.75

Sb

4 51 2

5

+– 3

Arsénico

74.92

As

4 33

Fósforo

30.97

P

+– 3 5

5 4 2

+– 3

Nitrógeno

14.01

N

15

VA

15

Uuq Uup Uuh

114

Plomo

207.19

Pb

1 82 3

Estaño

118.69

Sn

3 50

Germanio

72.64

Ge

3 32

Silicio

28.08

Si

7

4 15

2

+– 4

Carbono

12.01

C 3 14

3 6

14

IV A

14

0

0

0

0

0

0

84 Unidad 2 Estructura atómica y tabla periódica

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

4/20/12 12:40:23 PM


Manos a la obra

Distribución electrónica

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

85 85

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

Configuración electrónica

Núm. de electrones en el último nivel

Núm. de niveles energéticos

1s2, 2s2 2p6, 3s1

1

3

2

4

3

2

1(1A) 1H 3Li 11Na

2(2A) 4Be 12Mg 20Ca

1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2

13(3A) 5B

1s2, 2s2 2p1

13Al 31Ga

14(4A) 6C 14Si 32Ge

1s2, 2s22p6, 3s23p6, 4s23d104p2

4

4

1s2, 2s22p6, 3s23p3

5

3

1s2, 2s2, 2p4

6

2

1s2, 2s22p6, 3s23p5

7

3

1s2, 2s22p6, 3s23p6

8

3

15(5A) 7N 15P 33As

16(6A) 8O 16S 34Se

17(7A) 9F 17Cl 35Br

18(8A) 2He 10Ne 18Ar


4/20/12 12:40:29 PM

86


Ejercicios Contesta lo que se te pide: ¿Cuántos electrones tienen en su último niv el energético los átomos de los elementos del grupo 1(1A)? ___________________________________________________________ ¿Cuántos electrones tienen en su último niv el energético los átomos de los elementos del grupo 2(2A)? ___________________________________________________________ ¿Cuántos electrones tienen en su último niv el los átomos de los elementos del gr upo 13(3A) ________________________________________________________________ ¿Y los del 14(4A)? ________________________________________________________ ¿Los del 15(5A)? _________________________________________________________ ¿Los del 16(6A)? _________________________________________________________ ¿Los del 17(7A)? _________________________________________________________ ¿Los del 18(8A)? _________________________________________________________ Se exceptúa el He, ya que su único nivel se completa con 2e –. Entonces ¿qué te indica el número de los grupos 1 y 2 y el segundo dígito de los gr upos 13 al 18? _________________________________________________________________ Como ya indicamos, a los r englones horizontales se les llama periodos y se les asignan los números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. ¿Con qué relacionas esos siete números? _______________________________________ Observa la distribución electrónica que hiciste anteriormente y contesta: ¿En qué periodo se encuentran el hidrógeno (H) y el helio (He)? ________________ ¿Cuántos niveles de energía tienen? ______________________________________ ¿En qué periodo se encuentran el Li, Be, B, C, N, O, F y Ne? __________________ ¿Cuántos niveles de energía tienen? ______________________________________ ¿Cuántos niveles tienen los del periodo 3? (Na, Mg, …) ___________________________ ¿Y los del 4? (K, Ca, Ga, …)________________________________________________ ¿Y los del periodo 5? ______________________________________________________ ¿Y los del 6? ____________________________________________________________ ¿Y los del periodo 7? ______________________________________________________ ¿Qué te indica el número del periodo? ______________________________________ El periodo 6 comprende también a los elementos llamados lantánidos, que forman el primero de los renglones que se encuentran en la parte inferior de la tabla periódica (del 57 al 70).


4/20/12 12:40:29 PM


87 87

Al periodo 7 también corresponden los elementos llamados actínidos, que forman el segundo renglón de la parte inferior (del 90 al 103). ¿Cuántos elementos forman el periodo 1? ______________________________________ ¿Cuántos elementos forman el periodo 2? ______________________________________ ¿Y cuántos el 3? _________________________________________________________ ¿Y el 4? ________________________________________________________________ ¿Y el 5? ________________________________________________________________ ¿Y el 6? ________________________________________________________________ ¿Y el 7? ________________________________________________________________ ¿En qué periodo se encuentra el yodo (I)? ______________________________________ ¿En cuál grupo está? ___________________________________________________ ¿Cuántos niveles de energía tiene un átomo de yodo? _____________________________ ¿Cuántos electrones tiene en su último nivel? ___________________________________ ¿En qué periodo se localiza el calcio (Ca)?______________________________________ ¿En cuál grupo se encuentra?_____________________________________________ ¿Cuántos electrones tiene el átomo de calcio en su último nivel?_____________________ ¿Cuántos niveles tiene? ____________________________________________________ De acuerdo con su ubicación en la tabla periódica, indica el número de niveles y el número de electrones que tienen en su último nivel los siguientes átomos:

Aluminio (Al)

Número de niveles ________________________

Número de e– en el último nivel ________________________

Sodio (Na)

________________________

________________________

Fósforo (P)

________________________

________________________

Cloro (Cl)

________________________

________________________

Argón (Ar)

________________________

________________________

Francio (Fr)

________________________

________________________

Radio (Ra)

________________________

________________________

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


4/20/12 12:40:29 PM

88


guración de la tabla periódica moderna es el resultado directo del orden con el que los electrones llenan los subniveles energéticos y los orbitales (revisa el principio de máxima sencillez). Observa la figura 2.47. Además, recuerda que a los orbitales se les asignan las letras s, p, d, f. 18

1 1

2

H

1s

Li

2s

Na 19

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

3d

Sr

4d

56

Cs

Ba Ra

Y 71

5d

88

Fr

Sc 39

Rb

87

7s

Ca 38

55

6s

3 21

Lu 103

6d

Lr

4 22

5 23

Ti 40

Hf 104

42

74

106

Db

Rf

Hs

Bh

Sg

Región s

Mt

111

Hg

82

Ti

6p

113

Uub

Rg

Ds

81

57

4f

La 89

5f

Ac

58

Ce 90

Th

59

Pr 91

Pa

60

Nd 92

U

53

Te

Sb

85

Po

Bi

At

116

115

Kr 54

I

84

Ar 36

Br

Se

83

Región d

35

52

Uuq Uup

Uut

7p

As

Ne 18

Cl

S

51

Pb 114

F 17

34

He 10

O

P

Sn

In

5p

112

50

17 9

16

33

Ge

49

Cd

N 15

Si 32

Ga

4p

80

Au

Pt 110

Zn

Ag 79

31

48

14

Al

3p

12 30

Cu 47

Pd 78

Ir 109

11 29

Ni 46

Rh 77

Os 108

10 28

Co 45

Ru 76

Re 107

9 27

Fe 44

Tc 75

W

Ta 105

8 26

Mn 43

Mo

Nb 73

7 25

Cr

V 41

Zr 72

6 24

16 8

C

13

Mg

15 7

B

2p

20

37

5s

Be

K

4s

14 6

5

12

11

3s

13

2 4

3

Xe 86

Rn 118

Uuo

Uuh

Región p

61

62

Pm 93

Sm 94

Np

Pu

63

Eu 95

Am

64

Gd 96

Cm

65

Tb 97

Bk

66

Dy 98

Cf

67

Ho 99

Es

68

Er 100

Fm

69

Tm 101

Md

70

Yb 102

No

Región f

Orbital s p d f

Número máximo de electrones 2 6 10 14

En la figura 2.47 podrás apr eciar cuatro regiones: la región s con 2 columnas, la región p con 6 columnas, la r egión d con 10 y la r egión f con 14, con lo anterior deducimos que el número de columnas, según la región, corresponde al máximo de electrones que puede haber en los orbitales s, p, d o f. Para conocer qué representan estas regiones veamos la configuración electrónica abreviada de dos elementos de cada región: Región s 1 37Rb[Kr] 5s 2 56Ba[Xe] 6s Cada renglón de la r egión s empieza con los númer os de los niv eles energéticos (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y el orbital s. En el caso del Rb su subniv el externo es el 5s con 1 electrón, con esto se deduce también que el nivel energético exterior es el 5.


4/20/12 12:40:29 PM


89 89

En el Ba su último subnivel es el 6s2. Región p 10 2 5 35Br[Ar] 3d , 4s 4p En este caso es el 4p5 el subnivel externo y su nivel energético de mayor energía es el 4 con 7 electrones (4s 2 4p5). 13Al[Ne]

3s 23p1

El último subnivel del Al es el 3p1 y su último nivel es el 3 con 3 electrones. Región d 2 1 21Sc[Ar] 4s , 3d Su último subnivel es el 3d 1, pero el nivel exterior es el 4 con 2 electr ones en el orbital s. 30Zn

[Ar]4s 2, 3d 10

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

3d

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

Escandio 21 Sc [Ar]4s2 3d1

Titanio 22 Ti [Ar]4s4 3d2

Vanadio 23 V [Ar]4s2 3d3

Cromo 24 Cr [Ar]4s1 3d5

Manganeso 25 Mn [Ar]4s2 3d5

Hierro 26 Fe [Ar]4s2 3d6

Cobalto 27 Co [Ar]4s2 3d7

Níquel 28 Ni [Ar]4s1 3d8

Cobre 29 Cu [Ar]4s1 3d10

Zinc 30 Zn [Ar]4s2 3d10

Región f 2 58Ce[Xe] 6s , 4f

2

Su último subnivel es el 4f 2, pero sus electrones de valencia están en el nivel 6 y son 2. 2 92U[Rn]7s ,

5f

4

Su último subnivel es el 5f 4 y sus electrones de valencia son 2 y están en el nivel 7, que es el de mayor energía. Las dos filas de la r egión f son los lantánidos (númer os atómicos del 58 al 71) y los actínidos (números atómicos del 90 al 103) y reciben el nombre de elementos de transición interna. La clave para la configuración electrónica hace innecesario memorizar tales configuraciones, así puedes interpretar los bloques o regiones s, p, d y f. Veamos el siguiente ejercicio:

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

15P

Al consultar la tabla periódica vemos que su último subnivel es el 3p. Veamos la gráfica que nos pr oporciona el orden de llenado de los subniv eles y marquemos el subnivel 3p; sigamos el or den inverso llenando, con el máximo de electrones, los subniveles internos al 3p:


4/20/12 12:40:30 PM

90


1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s

2p 3p 4p 5p 6p 7p

3d 4d 5d 6d

4f 5f

1s2, 2s22p6, 3s2 Contemos los electrones que son 12, entonces los 3 que faltan se colocan en el subnivel 3p y quedaría 15P

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

Ley periódica actual La ley periódica mencionada debe modificarse con base en la tabla cuántica, indicando que la periodicidad en la variación de las propiedades químicas de los elementos es consecuencia y función del númer o atómico y de la configuración electr ónica. Obsérvala más adelante. En esta tabla se aprecia un desplazamiento diagonal de los v alores de n para indicar los valores progresivos de la suma (n + l ). Los valores de n de los electrones del orbital de más energía (exterior) se localizan siguiendo ese desplazamiento diagonal de derecha a izquierda. Los valores de l del orbital exterior de los átomos se localizan en la parte superior (l = 3, l = 2, l = 1 y l = 0) y constituyen cuatro agrupamientos verticales formando cuatro clases de elementos que se indican en la parte inferior de la tabla.

Tabla cuántica Los elementos vistos en estos temas son el fundamento de la tabla cuántica. En la tabla cuántica los elementos químicos también se encuentran or denados en forma creciente de acuerdo con su número atómico y, además, en su estructuración se toma en cuenta la configuración electrónica en orbitales atómicos. Incluye, en la parte superior izquierda, los cuatro números cuánticos. Clase f Clase d Clase p Clase s

cuando cuando cuando cuando

l=3 l=2 l=1 l=0

Los valores de m y s también se localizan en la parte superior, además del número de electrones que hay en el último orbital. Los periodos se leen horiz ontalmente, de izquier da a der echa, y se les asignan números arábigos: son ocho y r epresentan la suma de los v alores de n + l (recuerda el principio de máxima sencillez que indica el or den en que deben estructurarse los subniveles).


4/20/12 12:40:30 PM


8

7

6

5

4

CLASES

FAMILIAS

S

O

D

O

I

3

2

E

R

1

P

electrones

2

3

4

5

–2,

6

–1

7

0,

8

9

+1, +2,

10

11

+3

12

13

14

58

59

60

61

62

63

64

65

66

67

68

69

70

90

91

92

93

94

95

96

97

98

99

100 101 102

26a 27a 28a 29a 30a 31a 32a

f DE LAS TIERRAS RARAS

19a 20a 21a 22a 23a 24a 25a

89

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

57

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

1

–3,

2

4 5

0,

6

7

+1, +2

8

9

10

26

27

28

29

30

40

41

42

43

44

45

46

47

48

72

73

74

75

76

77

78

79

80

P 15

Al Si 14

108 109 110 111 112 14a 15a 16a 17a 18a

9a

d DE TRANSICIÓN

10a 11a 12a 13a

103 104 105 106 107

0,

Cl Ar 17

S 16

18

10

9

8

6

F Ne

5

O

4

+1

53

4

3

81

82

83

85

86

3a

4a

5a

7a

8a p REPRESENTATIVOS

6a

113 114 115 116 117 118

84

20

Ca

12

38

1a

119

87

s

2a

120

88

Ra

56

Cs Ba

37

Rb Sr

19

K

11

Fr

52

Be

Li

Tl Pb Bi Po At Rn

51

2

1

55 50

Xe

36

He

H

Na Mg

2

0

1

54 49

I

In Sn Sb Te

33

35 32

34 31

Ga Ge As Se Br Kr

13

7

6

5

N

3

C

2

B

1

–1,

Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup

71

Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg

39

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

25

Y

24

22

23

V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

3

–1,

21

Sc Ti

1

–2,

7

6

5

4

3

2

1


91 91

8

4/20/12 12:40:30 PM

92


Ejercicio Contesta las siguientes preguntas: ¿Cuántos elementos forman el periodo 1? _____________________________________ ¿Cuántos e1 2? _________________________________________________________ ¿Cuántos el 3? _________________________________________________________ ¿Cuántos el 4? _________________________________________________________ ¿Cuántos el 5? _________________________________________________________ ¿Cuántos el 6? _________________________________________________________ ¿Cuántos el 7? _________________________________________________________ ¿Cuántos el 8? _________________________________________________________ ¿Está completo el periodo número 8? ________________________________________ ¿Cuántos elementos le faltan? ______________________________________________ Las familias forman las columnas verticales y son 32. _____________________________ La 1a. y 2a. familias constituyen la clase s. _____________________________________ De la 3a. a la 8a. la clase

_________________________________________________

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

________________________________________________

De la 19a. a la 32a. la clase ________________________________________________ ¿Cuántas familias forman la clase s ? __________________________________________ ¿Cuántas familias forman la clase p ? _________________________________________ ¿Cuántas familias forman la clase d ? _________________________________________ ¿Cuántas familias forman la clase f ? _________________________________________ ¿Con qué relacionas estos números? _________________________________________

La tabla cuántica sir ve para conocer la configuración electr ónica de los átomos y encontrar fácilmente los electrones que tienen en su último subnivel. Te presentamos los siguientes ejemplos. Fe 26 En primer lugar se localiza en la tabla. El valor de n del subnivel exterior se encuentra siguiendo los renglones diagonalmente hacia la derecha y es 3. ¿A qué clase pertenece este elemento? ____________________________________ Esto indica que sus electrones exteriores están en un subnivel d. El número de electrones que hay en ese subniv el se localiza en la par te superior y es 6.


4/20/12 12:40:34 PM

2.5 Principales familias de elementos

93 93

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

1s 2

2s 2

2p6

3s 2

3p6

4s 2

3d 6

¿Cuántos electrones tiene en su último subnivel el 20Ca y cuál es éste? Valor de n… 4 Clase... s Número de electrones… 2 El último subnivel será el 4s2

Investiga

Comprobemos lo anterior representando su configuración electrónica: 20Ca

1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

4s2

Según la tabla cuántica, indica con sus electrones los subniveles exteriores de: 11Na, 30Zn, 35Br, 47Ag, 92U

La tabla cuántica te será útil para conocer la configuración electr ónica de cualquier elemento de acuerdo con las instrucciones dadas. Los conocimientos anteriores son fundamentales para comprender algunas de las propiedades químicas de los elementos, pues se ha demostrado que durante los cambios químicos el núcleo atómico no sufre alteración alguna, y que son los electrones de los subniveles exteriores los que juegan un papel determinante en dichos cambios. Tabla periódica

Tabla cuántica

Características de los elementos para su ordenamiento

Número atómico

Número atómico y configuración electrónica

Número de periodos

7 (se basan en los niveles energéticos)

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

Modelo atómico en el que se basa


Modelo atómico actual de Dirac-Jordan

Situación de los lantánidos y actínidos

Fuera de la tabla

Integrados a ella constituyen la clase f

Cuadro 2.4 Diferencias entre la tabla periódica y la tabla cuántica.

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


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94


2.5 Principales familias de elementos Mapa conceptual 2.5

Elementos químicos se clasifican en

Metales

Semimetales

sus ramas principales son

No metales

Gases raros

su familia representativa son los

Halógenos (VII A)

Metales alcalinos (I A)

Metales alcalinotérreos (II A)

Metales de transición (Bloque d)

Metales de transición interna (Bloque f )

De acuerdo con ciertas características comunes, los elementos se clasifican en metales, no metales, gases raros o nobles y semimetales o metaloides. En la tabla periódica larga los gases rar os se localizan en el gr upo 18(8A); los no metales en el triángulo comprendido al trazar una línea diagonal del B (bor o) al At (astato) y de éste al F (flúor); el resto de los elementos son metales. En la tabla cuántica, los gases rar os constituyen la 8a. familia; los no metales se localizan en el triángulo mencionado en el párrafo anterior y el ersto son metales. (El He, por ser 2e– externos, se coloca en la 2a. familia.) Propiamente, el hidrógeno (H) no es metal, no metal, ni gas noble y se le coloca en el grupo 1A o 1a. familia, aunque no forma parte de los metales alcalinos. Las propiedades de los metales y no metales se pueden explicar en función de su distribución electrónica. Por ejemplo, el hecho de que los metales sean buenos conductor es del calor y la electricidad, se debe a que tienen pocos electr ones de valencia (1, 2 o 3) y a que el núcleo no los atrae firmemente, pasando con facilidad de un átomo a otro. En los no metales la situación es inversa, ya que tienen gran tendencia a atraer electrones. Hasta ahora se han mencionado características comunes de los metales y no metales. A continuación veamos las propiedades de las principales familias de elementos en la tabla cuántica.


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

Metal No metal Metaloide

18

Hidrógeno

Helio

H

He

1

1

2

1

2

13

14

15

16

17

Litio

Berilio

Boro

Carbono

Nitrógeno

Oxígeno

Flúor

Neón

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Sodio

Magnesio

Aluminio

Silicio

Fósforo

Azufre

Cloro

Argón

Na

Mg

Al

Si

P 15

16

S

Cl

Ar

Potasio

Calcio

Galio

Germanio

Arsénico

Selenio

Bromo

Criptón

K

Ca

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Rubidio

Estroncio

Indio

Estaño

Antimonio

Teluro

Yodo

Xenón

Rb

Sr

In

Sn

Sb

Te 52

I

53

Xe

Cesio

Bario

Talio

Plomo

Bismuto

Polonio

Astato

Radón

Cs

Ba

Ti

Pb

Bi

Po

At

Rn

Francio

Radio

Ununtrio

Ununquadio

Ununpentio

Ununhexio

Ununoctio

Fr

Ra

Uut

Uuh

Uuo

3

3

4

11

4

12

19

5

7

8

33

82

83

113

114

115

10

17

18

35

84

Uuq Uup

2

9

34

51

50

81

88

87

32

49

56

7

14

31

38

55

6

13

20

37

6

5

36

54

85

116

95 95

86

118

Figura 2.50 Principales familias de elementos en la tabla cuántica. 1 GASES RAROS H

3 NO METALES

He

4 METALOIDES 5 METALES

2

1

2 METALES Li

Be

3

4

B C

N O F

Ne

Na Mg

5

6

7

8

9

10

11

12

Al

Si

P

S Cl

Ar

K

Ca

13

14

15

16

18

19

20

17

Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

Ga Ge

As Se Br

Kr

Rb

Sr

21

31

33

36

37

38

22

23

24

25

26

27

28

29

30

32

34

35

Y Zr Nb Mo Tc

Ru Rh Pd Ag Cd

In Sn Sb

Te I

Xe

Cs

Ba

39

44

49

52

53

54

55

56

40

41

42

43

45

46

47

48

50

51



Tl Pb Bi Po

At

Rn

Fr

Ra

57

71

81

85

86

87

88

118 8a

119 1a

120 2a

58

59

60

61

62

63

64

65

66

67

68

69

70

72

73

74

75

76

77

78

79

80

82

83


Lr Rf Db Sg Bb Hs Mt Ds Rg Uub Uut UuqUup

89 90 91 92 93 94 95 19a 20a 21a 22a 23a 24a 25a

103 104 105 106 107 9a 10a 11a 12a 13a


96 97 98 99 100 101 102 26a 27a 28a 29a 30a 31a 32a

108 109 110 111 112 14a 15a 16a 17a 18a

113 114 115 3a 4a 5a

84

116 117 6a 7a

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96


Cuadro 2.5 Principales características de los metales y no metales. Metales

No metales

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

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

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

En general son menos densos que el agua.

Presentan brillo o lustre metálico.

No brillan.

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

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

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

No son dúctiles.

Son buenos conductores del calor.

No son buenos conductores del calor.

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

No son buenos conductores de la electricidad.

Su molécula es monoatómica.

Sus moléculas no son monoatómicas.

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

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

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

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

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

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

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

Metales alcalinos Estos elementos forman la 1a. familia o grupo 1A y por el hecho de tener 1 electrón en su nivel exterior (ns1), tienden a perderlo y su número de oxidación es 1+. Ejercicio Escribe las configuraciones electrónicas abreviadas que no están resueltas. 1 3Li[He]2s 11Na

____________________________________________________________

37Rb

____________________________________________________________

87Fr

____________________________________________________________

1 29K[Ar]4s 1 55Cs[Xe]6s

Estos elementos son los más electr opositivos y químicamente los más activ os. Con agua forman hidróxidos e hidrógeno: 2M(s) + 2H2O → 2MOH(ac) + H2(g) + energía (M indica cualquiera de los metales alcalinos).


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97 97

Con los halógenos forman sales binarias: 2M(s) + X2 → 2MX (X denota cualquier halógeno). Con azufre forman sulfuros: 2M + S → M2S Con el hidrógeno, hidruros: 2M + H2 → 2MH Con el oxígeno, óxidos: 4M + O2 → 2M2O Los alcalinos son los metales más liger os, son muy maleables y se obtienen mediante la electrólisis de sus sales fundidas. Usos del hidróxido de sodio El hidróxido de sodio se usa en la asimilación de la pulpa en el proceso de fabricación del papel. También en la elaboración de jabones, en la refinación del petróleo, en la r ecuperación del caucho y en la fabricación de rayón. En tu hogar podrás encontrar hidr óxido de sodio (lejía) en los limpiador es para los hornos de la estufa y en el material granulado para desatapar los caños. El hidróxido de sodio tiene la capacidad de conv ertir las grasas en jabón por lo que es un eficaz limpiador de las tuberías del drenaje. Los compuestos de sodio y de potasio son importantes para el cuerpo humano porque suministran los iones positivos que tienen un papel clav e para la transmisión de los impulsos ner viosos que controlan las funciones de los músculos. El potasio también es un nutrimento indispensable para las plantas.

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

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

Ejercicio Escribe las configuraciones electrónicas abreviadas que no están resueltas. 4Be

___________________________________________________________

2 12Mg[Ne]3s

___________________________________________________________

20Ca

___________________________________________________________

2 58Sr[Kr]5s

___________________________________________________________

56Ba

___________________________________________________________

2 88Ra[Rn]7s

___________________________________________________________


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98


En general, los metales alcalinotérr eos son menos electropositivos que los alcalinos. Con el oxígeno forman óxidos: 2M + O2 → 2MO

Y estos óxidos al reaccionar con agua forman hidróxidos: MO + H2O → M(OH)2 Los metales alcalinotérreos reaccionan con menos intensidad que los alcalinos y no se les encuentra libres en la naturaleza. El magnesio se emplea para hacer aleaciones con aluminio que r esultan sumamente ligeras y se utilizan para fabricar piezas para automó viles y aviones, latas de refrescos, marcos de bicicleta y raquetas de tenis. Estas aleaciones, además de ser muy resistentes, se emplean en la fabricación de motores y fuselajes para aviones.


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99 99

Uso de los metales alcalinotérreos Propiedades del magnesio Las aleaciones de magnesio son un material ligero y de gran resistencia, por ello se emplean para los motores de avión. El magnesio resiste la corr osión porque reacciona con el oxígeno del aire y forma una cubier ta de óxido de magnesio. Esta cubierta de MgO protege al resto del metal de que pr osiga la reacción con oxígeno. Reacciones del magnesio y el calcio También se forma óxido de magnesio cuando el magnesio se calienta al aire. Se quema vigorosamente, produciendo una luz blanca brillante y ó xido de magnesio. Durante el proceso, el magnesio pier de 2 electrones para formar el ion Mg 2+ y el o xígeno gana 2 electr ones para formar el ion O2–. Juntos forman el compuesto iónico MgO. La siguiente ecuación muestra lo que ocurre. 2Mg + O2 → 2MgO2 El magnesio y el calcio son elementos indispensables para los seres humanos y las plantas. Las plantas necesitan magnesio para la fotosíntesis, porque en el centro de cada molécula de clorofila se localiza un átomo de magnesio. Los iones calcio son necesarios en tu dieta. Mantienen el ritmo cardiaco y ayudan a la coagulación sanguínea. P ero la may or cantidad de iones calcio de la dieta se usa para formar y mantener los huesos y dientes. Los huesos están formados por fibras de pr oteínas, agua y minerales, el más importante de los cuales es la hidroxiapatita, Ca5(PO4)3OH, un compuesto de calcio, fósforo, oxígeno e hidrógeno, todos ellos elementos del grupo principal. El estroncio revela su presencia A pesar de ser el elemento menos conocido del gr upo 2, el estroncio es importante. Debido a su semejanza química con el calcio, el estroncio puede reemplazar al calcio en la hidr oxiapatita de los huesos y formar Sr5(PO4)3OH. Esto podría causar pr oblemas sólo si los átomos de estr oncio fueran isótopos estr oncio-90, que es peligroso cuando se incorpora a los huesos de los seres humanos. El estroncio se da a conocer por el brillante color rojo de las exhibiciones de fuegos artificiales. El color rojo también identifica al estroncio en el ensayo a la flama en el laboratorio.* * Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, México, McGraw-Hill Interamericana, 2007, p. 268.


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100


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

Ejercicio

Escribe las configuraciones electrónicas abreviadas que no están resueltas: 9F

__________________________________________________________________

17Cl[Ne]

3s, 3p5

35Br

____________________________________________________________________________

53I[Kr]

5s 2, 4d 5, 5p5

25At

_________________________________________________________________

En su nivel exterior tienen 7 electrones (ns2np5). Son los elementos más electronegativos, ya que tienden a ganar 1 electrón y no se encuentran libres en la naturaleza. Su número de o xidación es 1 – en los compuestos no o xigenados (HF, NaCl, CaBr2) y en los compuestos oxigenados es positivo y muy variable. 2M + X2 → 2MX M + X2 → MX2 Con el hidrógeno reaccionan formando hidrácidos. H2 + X2 → 2HX De esta familia, el flúor, al igual que el floruro de sodio, es componente de algunas pastas dentales debido a que previene la caries. Mientras que el cloro se emplea en la purificación del agua, y en forma de hipoclorito de sodio se utiliza como blanqueador. Asimismo, como bromuro de plata, el bromo se emplea en fotografía. La palabra y su raíz halógeno (Griego) halo, sal, geno, que produce. Productor de sales. Con los metales forman sales binarias llamadas haluros.

Halógenos en la vida diaria* Importancia biológica del yodo La etiqueta del bote de sal de mesa indica que la sal está yodada. Esto es que la sal contiene una pequeña cantidad de ion y oduro, otro elemento biológicamente esencial. La glándula tir oides, que regula el metabolismo del organismo, absorbe el yodo. El aumento de tamaño de la glándula tiroides en el cuello puede indicar la falta de este elemento. Los fluoruros previenen la caries dental En la actualidad se agr egan fluoruros al agua que se consume en muchas ciudades y pueblos; también se añade fluor uro de * Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, México, McGraw-Hill Interamericana, 2007, pp. 278 y 279.


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101 101

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

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

Ejercicio Completa las configuraciones electrónicas abreviadas. 2He

1s2

______________________________________________________________

10Ne[He] 18Ar

_________________________________________________________________

36Kr[Ar] 54Xe

2s2, 2p6

4s2, 3d 10, 4p6

________________________________________________________________

86Rn[Xe]

6s2, 4p4, 5d10, 6p6

Los gases raros tienen su nivel exterior completo con 8 electr ones (ns2, np6), excepto el helio (1s2) y debido a esto no reaccionan, por lo que se les llamó gases nobles o inertes. En la actualidad se ha logrado formar compuestos de manera ar tificial con estos elementos, por lo que el nombre más correcto para ellos es el de gases raros. El helio sustituye al hidrógeno en globos meteorológicos y en dirigibles; el neón se emplea en anuncios luminosos y en lámparas, y mezclado con helio se utiliza en la producción de rayos láser; el x enón mezclado con oxígeno constituye un excelente anestésico.


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102


Metales de transición

Figura 2.51 El helio en los globos aerostáticos Como el helio no arde, se utiliza en lugar del hidrógeno gaseoso, que es más ligero, para impulsar instrumentos meteorológicos a niveles superiores de la atmósfera. Los instrumentos reúnen información sobre el clima y las condiciones atmosféricas.

Estos elementos constituyen las familias 9a. a 18a. de la clase o bloque d. Los átomos de estos elementos tienen incompletos sus dos niv eles cuánticos más exterior es. De manera específica, se caracterizan por tener el orbital (n – 1)d incompleto. Su número de o xidación es de 2 + en general y en ocasiones, 1 +, además existe la posibilidad de que estos elementos pierdan o compartan electrones de los orbitales (n – 1)d. Algunos metales de transición se adicionan al hierro para obtener el acero inoxidable. Otro metal de transición, el plomo, se utiliza en la formación de baterías, tuberías, soldadura, cerámica, protectores contra las radiaciones y tetraetilo de plomo, el cual se usa como antidetonante de las gasolinas. El plomo es altamente tóxico, por lo que en Estados U nidos y Japón se ha sustituido el tetraetilo de plomo por catalizador es de metales de transición activados como el platino, el r odio y el r utenio. En nuestro país estos catalizadores para automóviles nuevos se introdujeron en 1990; sin embargo, los vehículos anteriores al año en referencia continúan contaminando, y la gasolina que más se vende es la que contiene plomo. Los metales de transición titanio y níquel forman el nitinol. Al enfriarse, esta aleación es sumamente maleable (se moldea con facilidad) y al calentarse recobra su forma original. A finales de los años sesenta se empez ó a usar en la aeronáutica para el acoplamiento de tubería. También, sustituye al acero en los “frenos” para alinear dientes; se emplea en medicina, ingeniería y seguridad, así como en armazones de lentes y utensilios caseros.

Metales de transición interna Estos elementos forman la clase f de la tabla cuántica. Su estructura es más compleja en comparación con los elementos de transición, ya que tienen los tr es niveles cuánticos más externos incompletos debido a que el orbital (n – 2)f está incompleto. En la actualidad el uranio, un metal de transición interna, se emplea en la construcción de reactores nucleares y para producir electricidad en las plantas nucleoeléctricas. Los reactores nucleares constituyen un peligro latente para la humanidad. Basta recordar el accidente en Chernovyl, Rusia, el 26 de abril de 1986. En algunos periodos se obser van excepciones en cier tos casos, los orbitales de mayor energía aparecen con uno o más electrones, estando incompletos otros orbitales de menor energía, por ejemplo, el Eu63, que tiene 1 electrón en 5d sin que esté completo el 4f (de menor energía que el 5d ).

Metaloides* Los metaloides se ubican en la tabla periódica en el límite entre los metales y los no metales. Poseen propiedades físicas y químicas de los metales y otras de los no meta* Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, México, McGraw-Hill Interamericana, 2007, pp. 278 y 279.


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103 103

les. El silicio (Si) es, tal vez, el metaloide más conocido. Algunos metaloides como el silicio, el germanio (G e) y el arsénico (As) son semiconductor es. Se entiende por semiconductor al elemento que no conduce la electricidad tan bien como un metal, pero lo hace mejor que un no metal. Es posible aumentar la capacidad de un semiconductor de conducir corriente eléctrica al añadirle una pequeña cantidad de otros elementos. Las propiedades semiconductoras del silicio hicier on posible la r evolución de las computadoras. El televisor, la computadora, los juegos electr ónicos portátiles y la calculadora cuentan con semiconductores de silicio. Los circuitos de estos aparatos apr ovechan la propiedad de semiconductor del silicio. Como sabrás, los metales son, en general, buenos conductores de la electricidad, los no metales son malos conductor es y los semiconductores caen entre los dos extremos, pero, ¿cómo funcionan éstos? Una corriente eléctrica es un flujo de electrones. La mayoría de los metales conducen la corriente eléctrica porque sus electrones de valencia no son atraídos con mucha fuerza por el núcleo positivo, por ello se pueden mover con libertad. Un alambre de cobre es un ejemplo de un buen conductor de corriente eléctrica. A temperatura ambiente, el silicio pur o no es un buen conductor de electricidad. E l silicio tiene cuatr o electrones de valencia, pero en la estr uctura cristalina éstos se mantienen apretados entre los átomos vecinos. La conductividad eléctrica de un semiconductor como el silicio puede aumentar por medio de un proceso que se conoce como dopado. El dopado es la adición de una pequeña cantidad de otro elemento a un cristal de un semiconductor. Si se añade una pequeña cantidad de fósforo, que tiene 5 electrones de valencia, a un cristal de silicio, con sólo 4 electrones de valencia, cada átomo de fósforo aporta 1 electrón adicional a la estructura cristalina. Estos electrones adicionales se mueven libremente a través del cristal generando una corriente eléctrica. En la figura 2.52 se muestra un cristal de silicio dopado con fósforo.

Si

Si

Si

Si

Si

Si

Si

P

P

Si

Si

= 1 electrón


Si

Si

Si

P

Si

Figura 2.52 Silicio dopado con fósforo Aquí los electrones adicionales de los átomos de fósforo no son necesarios para mantener empacado al cristal. Se pueden mover libremente y conducir corriente eléctrica. El arsénico y el antimonio se usan también para dopar el silicio. Ambos tienen 5 electrones de valencia.

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104


Propiedades y tendencias periódicas Las tendencias periódicas, como el volumen atómico, se deben principalmente a la configuración electrónica de los niveles exteriores. El volumen atómico de los elementos de un mismo grupo o familia, aumenta a medida que se incrementa el número atómico; lo anterior se explica debido a que al incrementarse el número atómico, aumenta el número de niveles energéticos. En los periodos, los volúmenes atómicos varían en forma cíclica de un valor grande a otro pequeño y nuevamente a uno grande, a medida que aumenta el númer o atómico (figura 2.53). Los radios atómicos de los distintos elementos y de sus iones varían periódicamente en función del número atómico. El tamaño de los átomos es difícil de establecer , ya que los electr ones no se encuentran a distancias fijas del núcleo; además, cada átomo está influenciado por otros y su tamaño varía según esté libre o no. A pesar de esto, es posible asignar a los átomos radios atómicos que indican su tamaño aproximado (figura 2.54). Este aumento también se obser va en los radios iónicos. Los radios de los iones negativos son mayores que los radios de los átomos neutr os, debido a que el átomo se convierte en ion negativ o ganando electrones en el niv el energético exterior. En cambio, los iones positivos son menores que los átomos neutros, ya que éstos se ionizan en forma positiva al perder electrones. Otra propiedad periódica es el potencial de ionización o energía de ionización. El potencial de ionización lo podemos definir como la energía necesaria para arrancar 1 electrón a un átomo neutro, convirtiéndolo en ion positivo o catión.

Disminución del tamaño atómico 1

3

4

5

6

7

He

H

Incremento del tamaño atómico

Li

Figura 2.53 Tamaños atómicos relativos de algunos átomos Observe que el tamaño atómico disminuye a través de los periodos y aumenta al descender por los grupos.


8

Be B

C

N

O

P

Ne

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

K

Ca

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

Rb

Sr

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

Cs

Ba

Ti

Pb

Bi

Po

At

Rn

4/20/12 12:40:45 PM


105 105

Número de grupo 1

2

13

15

16

17

Li+

Be2++

Be3+

N3–

O2–

F–

P3–

S2–

Cl–

2

Número de periodo

3

4

5

Na

Mg2+

Al3+

K+

Ca2+

Ga3+

As3+

Se2–

Br–

Rb+

Sr2+

In3+

Sb3+

Te2–

I–

Cs+

Ba2+

Ti3+

Bi3+

Aumento de tamaño iónico

41 +

6

7

Disminución de tamaño de los iones positivos

Disminución de tamaño de los iones negativos

Figura 2.54 Tendencias del radio iónico Los radios iónicos aumentan hacia abajo de la tabla, en cualquier grupo, porque aumenta la distancia de la carga nuclear a los electrones externos. Los tamaños de los iones de los átomos del mismo periodo, con cargas 1+, 2+ y 3+ (grupos 1, 2 y 13) disminuye de izquierda a derecha. Aunque los iones tienen la misma configuración electrónica, la carga nuclear aumenta de izquierda a derecha, lo cual genera una atracción más fuerte sobre los electrones y un menor tamaño. Los iones negativos del mismo periodo, con cargas 3–, 2– y 1– (grupos 15, 16 y 17) muestran la misma tendencia en el tamaño. Los radios iónicos disminuyen porque aumenta la carga nuclear.

Ejemplo: Na → Na+ + 1e– La unidad de medida para el potencial o energía de ionización es el electrónvolt (ev). 1ev = 1.60 × 10–12 erg. El potencial de ionización disminuy e en un mismo gr upo hacia abajo y en un mismo periodo, hacia la izquierda.

Aumento de la energía de ionización que se requiere para remover un electrón

Grupo La energía de ionización disminuye en un grupo de arriba hacia abajo

Disminuye la energía necesaria para quitar un electrón

Periodo

La energía de ionización generalmente aumenta a través de un periódo (de izquierda a derecha)


Figura 2.55 Tendencia de la energía de ionización.

4/20/12 12:40:45 PM

106


Una propiedad periódica más es la afinidad electrónica y es la tendencia que tienen los átomos a ganar electr ones convirtiéndose en iones negativos o aniones. Por ejemplo: Cl10 + 1e – → Cl– La afinidad electrónica es la energía desprendida cuando se introduce 1 electrón en un átomo neutro y al igual que la energía de ionización, su unidad es el ev.

Aumenta

Aumenta

Afinidad electrónica

Figura 2.56 Tendencia de la afinidad electrónica.

La electronegatividad es un número positivo que se asigna a cada elemento y muestra la capacidad del átomo para atraer y retener electrones de enlace. En la tabla periódica estos números aumentan de izquierda a derecha, ya que los halógenos son los más electronegativos, y el más electronegativo de todos los elementos es el flúor (F) al cual, en la escala de electronegatividad, se le asigna el número 4. Los menos electronegativos (más electropositivos) son Cs y Fr. En los grupos A de la tabla periódica larga, la electr onegatividad disminuye hacia abajo. Incremento de electronegatividad

Figura 2.57 Valores de electronegatividad para algunos elementos La electronegatividad suele incrementarse al avanzar en un periodo y disminuye al descender por grupo. Los metales también tienen valores de electronegatividad relativamente bajos y los no metales valores relativamente altos.


Decremento de electronegatividad

H 2.1 Li 1.0

Be 1.5

B 2.0

C 2.5

N 3.0

O 3.5

F 4.0

Na 0.9

Mg 1.2

Al 1.5

Si 1.8

P 2.1

S 2.5

Cl 3.0

K 0.8

Ca 1.0

Sc 1.3

Ti 1.5

V 1.6

Cr 1.6

Mn 1.5

Fe 1.8

Co 1.9

Ni 1.9

Cu 1.9

Zn 1.6

Ga 1.6

Ge 1.8

As 2.0

Se 2.4

Br 2.8

Rb 0.8

Sr 1.0

Y 1.2

Zr 1.4

Nb 1.6

Mo 1.8

Tc 1.9

Ru 2.2

Rh 2.2

Pd 2.2

Ag 1.9

Cd 1.7

In 1.7

Sn 1.8

Sb 1.9

Te 2.1

I 2.5

Cs 0.7

Ba La-Lu Hf 0.9 1.0-1.2 1.3

Ta 1.5

W 1.7

Re 1.9

Os 2.2

Ir 2.2

Pt 2.2

Au 2.4

Hg 1.9

Ti 1.8

Pb 1.9

Bi 1.9

Po 2.0

At 2.2

Fr 0.7

Ra 0.9

Th 1.3

Pa 1.4

U Np-No 1.4 1.4-1.3

Ac 1.1

Clave < 1.5

1.5 - 1.9

2.0 - 2.9

3.0 - 4.0

4/20/12 12:40:46 PM


Lectura

Los fluoruros y la caries dental

En la actualidad la prevención total de la caries no ha sido posible, pero desde hace más de 50 años el problema se ha reducido en gran medida, pues en la mayoría de las poblaciones el agua que se usa en los hogares es tratada con flúor. Por ello beber agua con pequeñas cantidades de flúor ayuda a prevenir la caries dental. El flúor mineraliza el esmalte de los dientes y los hace más resistentes. La caries es una enfermedad causada por las bacterias que trasforman los azúcares en ácidos, destruyen la superficie externa del diente, y si el proceso no se detiene acaban formando cavidades. Los estudios han demostrado que las personas que consumen agua con fluoruros son menos propensas de padecer caries; por ejemplo, los niños que beben agua que contiene 1 parte por millón (ppm) de fluoruro de sodio, NaF, o silicofluoruro de sodio, Na2SiF4, presentan 70% menos caries que aquellos que consumieron agua sin flúor. Otra de las medidas para prevenir la formación de caries es mediante el uso de un dentífrico o crema dental con fluoruros, en forma de NaF, SnF2 y Na2PO3F (MFP, por sus siglas en inglés). Pero el flúor no sólo lo encontramos en los suministros de agua, o en pastas dentífricas, también lo contienen alimentos, como el pescado y algunas verduras. El proceso de la caries El esmalte de los dientes, cuyo espesor aproximado es de 2 mm, contiene 98% de hidroxiapatita, Ca5(PO4)3OH. A pesar de que la hidroxiapatita es insoluble en agua, pequeñas cantidades se disuelven en la saliva mediante un proceso que se llama desmineralización. Ca5(PO4)3OH(s) → 5Ca2+(ac) + 3PO43– (ac) + OH (ac) El proceso inverso, la remineralización, es la defensa del organismo contra los ácidos de las bacterias. 5Ca2+ (ac) + 3PO43 – (ac) + OH– (ac) → Ca5(PO4)3OH(s) Las dos ecuaciones muestran que ésta es una reacción reversible. En los adultos, las velocidades de desmineraliza-


107 107

ción y remineralización son iguales, por lo que se establece el equilibrio. Las bacterias Éstas usan el azúcar para tener energía y producir ácido láctico. El ácido provoca que el pH de la saliva, que normalmente es de 6.8, baje a menos de 6.0. Cuando llega a este punto, la velocidad de la desmineralización aumenta y puede producirse caries. Los fluoruros Los compuestos de fluoruro se disocian en agua para formar iones fluoruro. NaF(s) → Na+(ac) + F–(ac) SnF2(s) → Sn2+(ac) + 2F–(ac) Los iones fluoruro reemplazan a los iones hidróxido en algunas moléculas de Ca5(PO4)3OH y forman fluoroapatita, Ca5(PO4)3F. Ca5(PO4)3OH(s) + F–(ac) → Ca5(PO4)3F(s) + OH–(ac) La fluoroapatita es casi 100 veces menos soluble que la hidroxiapatita; también tiene mayor dureza y es más resistente al ataque de las bacterias. 1. Investiga Cuántas ciudades en México utilizan el proceso de fluoración en los suministros de agua. 2. Construye Escribe la reacción reversible de la desmineralización y de la remineralización del esmalte dental. 3. Analiza Revisa los ingredientes de algunas pastas dentífricas que vendan en tu localidad y comprueba si contienen un compuesto fluorado y, si es así, cuál es éste. Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, México, McGraw-Hill Interamericana, 2007, p. 280.

4/20/12 12:40:46 PM

108


Palabras clave aufbau, 64

ley periódica, 87

rayos catódicos, 42

cuanto, 46

neutrón, 41

radi, 44

configuración electrónica, 64 dualidad, 56

masa atómica, 75 nivel energético, 57

electrón, 41

número atómico, 73

espectroscopia, 54

número de masa, 75

espectro continuo, 46 espín, 63

grupos, 80

incertidumbre, 56 isótopos, 78

rayos gama, 47

símbolo químico, 71 subnivel, 53

números cuánticos, 57

tabla cuántica, 89

tabla periódica, 71

orbital, 57

periodos, 80

propiedad periódica, 102 protón, 41

y 104

y 72 tendencias periódicas, 102 valencia, 69

Lo que aprendí 1. Relaciona los siguientes enunciados escribiendo sobre la línea la letra o letras correspondientes (algunas letras pueden repetirse). a) Electrones b) Protones

____________ Forman la envoltura del átomo ____________ Son eléctricamente negativos ____________ Se les llama nucleones

c) Neutrones d) Rayos catódicos e) Rayos X

____________ Son eléctricamente positivos ____________ Se localizan en el núcleo atómico ____________ Son eléctricamente neutros ____________ Lugar donde se concentra la masa de los átomos

f) Rayos alfa

____________ Átomos del mismo elemento que difieren en su masa

g) Rayos beta

____________ Bohr consideró que giran en niveles de energía estacionarios

h) Rayos gamma

____________ Su masa promedio se consigna en los casilleros de la tabla periódica

i) Núcleo atómico

____________ Su cantidad determina el número atómico ____________ Su suma determinará el número de masa

j) Isótopos ____________ En la actualidad se considera que tienen características de partícula material y onda energética


4/20/12 12:40:46 PM

Lo que aprendí

109 109

2. De los siguientes átomos escribe la configuración electrónica, la configuración abreviada, los electrones de valencia y las estructuras de Lewis. Configuración electrónica

Configuración abreviada

Electrones de valencia

Estructura de Lewis

3Li

____________

____________

____________

____________

7N

____________

____________

____________

____________

10Ne

____________

____________

____________

____________

12Mg

____________

____________

____________

____________

15P

____________

____________

____________

____________

3. Escribe el número cuántico que corresponda a cada enunciado, además de la letra que lo identifica. Se refiere a la forma del orbital. Se relaciona con el giro del electrón. Sus valores son 0, 1, 2 y 3. Determina las orientaciones espaciales de los electrones. Sus valores son 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7.

4. A continuación escribe en cada línea lo que se indica en el encabezado de cada columna.

Número de electrones

Número de protones

Número de neutrones

Número atómico Z

Número masa A

Be

___________

___________

___________

___________

___________

23 11 Na

___________

___________

___________

___________

___________

56 26 Fe

___________

___________

___________

___________

___________

40 18 Ar

___________

___________

___________

___________

___________

9 4


4/20/12 12:40:47 PM

110


5. Escribe a la derecha si las características mencionadas corresponde a metal, metal de transición, metal de transición interna, no metal, semimetal o gas raro (los términos pueden repetirse). Tienen sus últimos tres niveles energéticos incompletos: Tienen su último nivel energético completo (configuración estable): No son buenos conductores del calor: Al combinarse se convierten en iones negativos: Son maleables: Son semiconductores: Tienen 1, 2 o 3 electrones en su último nivel energético: Forman la clase f de la tabla cuántica:

6. Observa las siguientes configuraciones electrónicas y escribe el valor del número de nivel exterior y el número (n) de electrones de valencia.

Configuraciones electrónicas

Número exterior

Electrones de valencia

1s 1s2,2s2,2pl 1s2,2s2,2p3 1s2,2s2,2p6,3s2,3p2 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s1 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s23d4 [Ar]4s2,3d10,4p3 [Xe]6s2,3f14,5d8 [Xe]6s2,4f14,5d10 [He]2s2,2p3 [Rn]7s2,4f4 [Ar]4s2,3d10,5p1 [Kr]5s2 [Ar]4s2,3d9 [Ar]4s2,3d9,4p3


4/20/12 12:40:47 PM

Lo que aprendí

111 111

Después, investiga a qué átomos corresponden y escribe sus símbolos en las celdas vacías de la tabla cuántica de los elementos que se presenta a continuación.

–3,

electrones

P

E

1

2

3

4

–2,

5

–1

6

0,

7

+1, +2,

8

9

+3

10

11

–2,

12

13

14

1

2

3

–1,

4

0,

5

+1, +2

6

7

–1,

8

9

10

4

3

0

5

6

2

4

5

Sc Ti

V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn

21

23

22

24

25

26

27

28

29

30

Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd

6

1

2

H

He

1

2

Li

Be

3

4

B

C N

O

F Ne

Na Mg

5

6

7

8

9

10

11

12

Al Si

P

S Cl Ar

K

Ca

14

15

16

19

20

13

O

2

+1

1

R 3

I

1

0,

17

18

Ga Ge As Se Br Kr

Rb Sr

34

35

36

37

In Sn Sb Te

I

Xe

Cs Ba

52

53

54

55

56

Tl Pb Bi Po At Rn

31

32

33

1

2

3

4

5

38 6

D 39

7 O

8 S FAMILIAS

40

41

42

43

44

45

46

47

48



57

71

58

59

60

61

62

63

64

65

66

67

68

69

70

72

73

74

75

76

77

78

79

80

49

81

50

82

51

83

84

85

Fr

Ra

86

87

88

120


Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup

89

103 104 105 106 107

108 109 110 111 112

113 114 115 116 117 118

119

9a

14a 15a 16a 17a 18a

3a

8a

1a

90

91

92

93

94

95

19a 20a 21a 22a 23a 24a 25a

CLASES

96

97

98

99

100 101 102

26a 27a 28a 29a 30a 31a 32a

d DE TRANSICIÓN

4a

5a

6a

7a

p REPRESENTATIVOS

2a s

8

f DE LAS TIERRAS RARAS

10a 11a 12a 13a

7

Escribe los símbolos de los

Metales:

No metales:

Semimetales:

Gases raros:


4/20/12 12:40:47 PM

Unidad 3

Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares Nos maravillamos al comprender que al enlazarse átomos diferentes forman moléculas tan importantes en nuestra vida como la del ADN.

Contenido ¿Cuánto sabes? 3.1 Manos a la obra Lectura 3.2

Enlace químico El enlace de los compuestos El brócoli, ¿un alimento milagroso? Enlace molecular

Lectura

Origen del horno de microondas

Lectura

Los fullerenos

Actividades


Lo que aprendí

4/20/12 1:34:49 PM

Objetivo de la unidad El estudiante explicará la formación de compuestos utilizando los distintos modelos de enlace entre los átomos para comprender las formas en que interactúan y se unen las moléculas; entender la estructura de los compuestos y sus propiedades, y valorar de manera crítica y reflexiva la importancia de la tecnología en la elaboración de nuevos materiales para la sociedad.


4/20/12 1:34:56 PM

¿Cuánto sabes?

1. ¿Qué significa la palabra enlace? 2. ¿Cuáles son los electrones de valencia? 3. ¿Con qué número relacionas la palabra octeto? 4. ¿Cuándo se dice que un átomo tiene configuración electrónica estable? 5. ¿Cuáles son las partículas que forman las moléculas? 6. ¿Qué tipo de carga eléctrica poseen los electrones? 7. ¿Qué tipo de carga eléctrica poseen los protones? 8. ¿Con cuántos electrones se forma un enlace? 9. ¿Qué entiendes por atracción? 10. ¿Qué significa electronegatividad?

Introducción Los elementos forman compuestos con características completamente diferentes. La sal de cocina (cloruro de sodio) es un alimento indispensable, per o este compuesto resulta de la unión química de átomos de sodio y clor o que son altamente peligrosos. El agua, importante para nuestra vida, que a temperatura ambiente es un líquido, está formada por la unión de átomos de hidrógeno y de oxígeno, elementos gaseosos. Entonces, ¿cómo los elementos forman los compuestos? Cuando los elementos reaccionan, sus átomos deben chocar. Ese choque determina la clase de compuesto que se genera. ¿Cómo difier e la reacción de los átomos de sodio y cloro para formar sal de la r eacción de los átomos de hidr ógeno y oxígeno para formar agua? Ahora bien, ¿qué mantiene unidas a las moléculas de una gota de agua o a las partículas que forman un pequeño grano de sal? De esto trataremos en la presente unidad.

3.1 Enlace químico Hasta ahora hemos considerado a los átomos como corpúsculos aislados, per o en realidad se encuentran unidos con otr os átomos de la misma especie, formando las moléculas de sustancias llamadas elementos, o con otr os de distinta especie con los que resultan moléculas de compuestos. Las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas r eciben el nombre de enlace químico. Estas fuerzas son de carácter eléctrico y en ellas inter vienen, para los elementos representativos, los electrones periféricos que forman los orbitales s y p, para los de transición, también los electrones de los orbitales d, y para los de transición interna, los de los orbitales f. A estos electrones se les llama electrones de valencia.


4/20/12 1:35:01 PM

3.1 Enlace químico

Mapa conceptual 3.1

115 115

Enlace químico puede ser

que es la Fuerza de unión

entre Iónico

Covalente

Metálico

Átomos que son De la misma especie

que se clasifica en

De diferente especie y forman

Moléculas de elementos

Polar

No polar

Coordinado

Moléculas de compuestos

Regla del octeto La regla del octeto, enunciada en 1916 por Walter Kossel y Gilbert N. Lewis, establece que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pier den o compar ten electrones para lograr una estructura electrónica estable y similar a la de un gas raro. Esta regla se basa en el hecho de que todos los gases raros, excepto el helio, tienen 8 electrones en su nivel energético exterior. 2e–

8e–

2e–

Helio

Figura 3.1 Distribución electrónica de los gases nobles Observa que los átomos de los gases nobles tienen 8 electrones en el nivel energético externo. Esta distribución permite que sean casi no reactivos. La única excepción a esta distribución del octeto es el helio. El átomo de helio sólo tiene un nivel energético, que sólo puede contener 2 electrones.

Neón 8e–

8e–

2e–

8e–

18e–

8e–

2e–

8e–

18e–

18e–

8e–

2e–

Argón Kriptón Xenón


4/20/12 1:35:01 PM

116

Unidad 3 Enlace químico: modelos de enlaces e interacciones intermoleculares

Estructura de los gases nobles

¿Sabías que...?

Elemento

Símbolo

Electrones en niveles energéticos

Helio

He

1s2

Neón

Ne

(He)2s22p6

Argón

Ar

(Ne)3s23p6

Kriptón

Kr

(Ar) 4s23d104p6

Xenón

Xe

(Kr) 5s24d105p6

Radón

Rn

(Xe) 6s24f 145d106p6

Ejemplifiquemos la regla del octeto con el 11Na y el 17Cl.

Respira profundamente. Un gas noble, el argón (Ar), compone aproximadamente 1% de ese aire que acabas de respirar.

1s2, 2s2, 2p6, 3s1 – 1e– → 1s2, 2s2, 2p6

Na

-

-

-

- -

-

-

l

- -

-

- -

-

-

-

Átomo de sodio (Na0)

- -

-

-

Ion de sodio (Na+)

El sodio, al perder su único electrón de valencia, tendrá la distribución electrónica externa del neón y una carga positiva, ya que en su núcleo tiene un protón sin balancear (figura 3.2). 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 + 1e– → 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6

Cl

- -

-

- - --

- - -

-

- -

Átomo de cloro (Clº)

- -

-

l

-

- - --

- - - -

-

- -

Ion cloruro (Cl–)

El cloro tiene un electrón más, una carga negativ a y en su niv el externo tiene la configuración electrónica del argón (figura 3.2).


4/20/12 1:35:03 PM

3.1 Enlace químico

8e–

2e–

1e–

7e–

8e–

2e–

8e– 8e–

Átomo de sodio

+ Ion+ de cloro

Átomo de cloro

+

+

Cuadro 3.1 Reacción de sodio y cloro Átomo de sodio

+ Átomo de cloro → +

Na

Cl

2e–

2e–

m

+

8e–

117 117

Ion sodio

+

Ion cloruro

Na+

+

Cl–

→

Número de protones

11

17

11

17

Número de electrones

11

17

10

18

Número de electrones en el nivel externo

1

7

8

8

Ion– de cloruro Figura 3.2 La reacción de los átomos de sodio y de cloro La transferencia de un electrón desde un átomo de sodio hacia un átomo de cloro forma iones sodio y cloruro. Analiza cuidadosamente el dibujo para ver cómo proporciona esta transferencia un octeto estable a ambos iones.

Representación de enlaces con estructura de Lewis En las estructuras de Lewis (unidad 2) los electrones de los orbitales externos se r epresentan por medio de puntos o cr uces alrededor del kernel o corazón del átomo. Estas estructuras sirven para ilustrar enlaces químicos. E n seguida te mostramos unos ejemplos. •• •• •• + H • Cl •• •• H •+ N H ••

H •+ O •+ H

Agua

••

Cloruro de hidrógeno

••

Amoniaco

H

•• ••

Cloruro de sodio

(–)

••

Na(+) •+ Cl

(+) (–)

•• ••

••

Cl

••

H •• • H •+ N +H +• H

Cloruro de amonio

Los puntos o cruces empleados sólo tienen fines ilustrativos y no indican diferencia entre electrones de distintos átomos, ya que todos son equivalentes.

Enlace iónico El enlace iónico ocurre cuando hay transferencia completa de electrones de un átomo a otro. El átomo que pier de electrones se transforma en ion positiv o o catión, y el que acepta se convierte en ion negativo o anión. El número de electrones perdidos o ganados determina la valencia o número de oxidación del elemento.


4/20/12 1:35:03 PM

118


–

1e–

Na+

Mg

–

2e–

Mg2+

Al

–

3e–

Al3+

•• •N

+

3e–

N3–

O

•• ••

+

2e–

O2–

•• F •

+

1e–

F1–

•

Na

••

••

•

••

••

•• ••

La fuerza de atracción de iones de distinta carga es de carácter electrostático y por eso el enlace iónico se llama también electrovalente. Observa los siguientes ejemplos de formación de compuestos electrovalentes:

+

2Na0

+

O

•• ••

2Na1+

+

Mg •

+

2 •F

••

Mg2+

+

Na0

+

••

Na1+

+

¿Sabías que...? Cuando el átomo es neutro se indica con cero (0) en el ángulo superior derecho.

••

•• •• •• •Cl ••

1s22s22p6 ••

O °° •• 2 •F

2–

•• •• • Cl ••

1– 1–

••

1s22s22p6

••

1s22s22p5

1–

••

+

°

1s22s22p63s1

•• •F ••

°

+

•• ••

Na1+

°

•• F •••

••

+

°

Na0

Respecto de los anteriores compuestos no podemos hablar de moléculas sencillas, por ejemplo, el cloruro de sodio Na+Cl–, en realidad es una combinación de muchos iones sodio con muchos iones cloruro. En estado sólido se encuentran acomodados de tal forma que cada ion sodio está rodeado por seis iones cloruro y, a su vez, cada ion cloruro está rodeado por seis iones sodio (figura 3.3). Ion sodio Ion cloruro

Celda unitaria

Ion cloruro

Ion sodio

5.64 Å Figura 3.3 Disposición de iones de sodio y de cloruro en las moléculas del NaCl.


4/20/12 1:35:04 PM

3.1 Enlace químico

En el enlace electr ovalente los electr ones se transfieren de un átomo a otr o en proporción variable, dependiendo de la energía de ionización, la afinidad electrónica, el radio atómico y, sobre todo, de la electronegatividad. La unión electrovalente pura sería aquella en donde el o los electr ones pasarán completamente (en 100%) del metal al no metal. La diferencia de electronegatividad (∆ EN) entre dos elementos se obtiene r evisando la tabla de la figura 2.57. Calculamos la ∆EN entre el calcio (Ca) y el flúor (F)

119 119

Investiga Obtén el porcentaje de electrovalencia de los siguientes compuestos: NaCl KF CaCl2

EN F 4.0 EN Ca 1.0 ∆ EN 3.0 Al observar esta diferencia en el cuadro 3.2 vemos que el porcentaje de electrovalencia es 89; por lo tanto el compuesto formado por el calcio y el flúor , que es el fluoruro de calcio (CaF 2), es iónico, ya que se considera que los compuestos son electrovalentes o iónicos cuando su porcentaje de electrovalencia es de 50% o más. El porcentaje de electrovalencia en la unión de dos elementos, se puede calcular de manera aproximada basándose en el cuadro 3.2.

Cuadro 3.2 Porcentajes de electrovalencia. Diferencia en electronegatividad

0.1

0.2

0.3

0.4

0.5

0.6

0.7

0.8

0.9

1.0

1.1

1.2

1.3

1.4

1.5

1.6

Porcentaje

0.5

1

2

4

6

9

12

15

19

22

26

30

34

39

43

47

Diferencia en electronegatividad

1.7

1.8

1.9

2.0

2.1

2.2

2.3

2.4

2.5

2.6

2.7

2.8

2.9

3.0

3.1

3.2

Porcentaje

51

55

59

63

67

70

74

76

79

82

84

86

88

89

91

92

Se puede prescindir de la tabla de por centajes de electrovalencia obteniendo la ∆EN conforme a las figuras 3.4 y 3.5. ∆EN 0

0.5

Mayoritariamente covalente


3.3

2.0

Covalente polar

Mayoritariamente iónico

Figura 3.4 Modelo del enlace de reparto de electrones El enlace entre los átomos en los compuestos puede representarse como un intervalo de repartición de electrones que se mide por la diferencia de electronegatividad, ΔEN. En este intervalo hay tres tipos principales de enlaces: iónicos, covalentes polares y covalentes. El enlace se puede imaginar como una lucha de estira y afloja entre dos átomos por compartir electrones.

4/20/12 1:35:05 PM

120


a)

Figura 3.5 Tres compuestos iónicos a) Las diferencias de electronegatividad del fluoruro de litio, cloruro de sodio y bromuro de potasio demuestran que es mejor representar a estos compuestos como compuestos iónicos. b) El sodio y el cloro tienen una ΔEN ligeramente menor que la que hay entre el litio y el flúor, por lo cual el NaCl tiene un carácter iónico ligeramente menor que el LiF. c) El enlace del bromuro de potasio se clasifica como iónico, pero es menos iónico que los enlaces del NaCl y LiF.

c)

Li+

F–

K+

Br–

Cl EN = 3.0 Na EN = 0.9 Δ EN = 2.1

F EN = 4.0 Li EN = 1.0 Δ EN = 3.0

Br EN = 2.8 K EN = 0.8 Δ EN = 2.0

Na+

Cl–

b)

Propiedades asociadas al enlace iónico Como propiedades asociadas al enlace electrovalente o iónico, podemos mencionar las siguientes: • En los compuestos electrovalentes las temperaturas de fusión y de ebullición son elevadas. Compuestos

La palabra y su raíz electrólisis (Griego) élektron ámbar, lýsis disolución. Descomposición de un compuesto por medio de la corriente eléctrica.

Temperatura de fusión °C

Temperatura de ebullición °C

NaCl

800

1 413

KCl

790

1 500

CaCl2

772

1 600

CaO

2 570

2 850

• Los compuestos electrovalentes conducen la corriente eléctrica fundidos o en solución acuosa (figura 3.6). Ánodo

Cátodo e

–

e

Burbuja

Cátodo –

+

Na

+

Na

Cl

Cl


Cl2 Cl2

+

H2 H2

–

Reacción catódica Na+ + e— → Na

Figura 3.6 Electrólisis del cloruro de sodio.

+

H2O

OH Cl2 –

–

Na

e

Cl2 +

+

Ánodo e

Reacción anódica 2Cl— → Cl2 + 2e—

Na

–

Cl OH

Na

+

H2O

Reacción catódica 2H2O + 2e— → H2 + 2OH—

Reacción anódica 2Cl— → Cl2 + 2e—

Reacción total 2Na— + Cl → 2Na + 2Cl

Reacción total 2Cl— + 2H2 O → H2 + Cl2 + 2OH—

a) Cloruro de sodio fundido

b) Cloruro de sodio en disolución acuosa

4/20/12 1:35:06 PM

3.1 Enlace químico

121 121

• Cuando se efectúa la síntesis de un compuesto electr ovalente a partir de sus elementos, hay gran desprendimiento de calor. Compuesto

Calor de formación en calorías

AlCl3

166 200

BaO2

150 500

Fe2O3

196 500

PbO2

66 120

Enlace covalente El enlace covalente se forma cuando los átomos que se combinan compar ten electrones (figura 3.8). En este tipo de enlace sí podemos hablar de moléculas sencillas pero es más difícil de visualizar que el electr ovalente, puesto que se dificulta r epresentar el par de electrones que forman el enlace, pues éstos son atraídos por los núcleos de los átomos que se unen y estos núcleos deben r epelerse entre sí, lo mismo que los electrones que forman el par. Para explicar la gran estabilidad de este enlace, acudimos al concepto de espín o sentido de gir o del electrón (tema abordado en la unidad 2). Cl

-

-

-

H

- -

–

e e–

H

+ +

+ H

+

e–

-

Figura 3.7 El sulfato de cobre (II) (CuSO4) se usa para evitar el crecimiento de algas en albercas y en plantas para el tratamiento de agua.

-

- -

-

Par compartido

-

-

-

Figura 3.8 Enlace covalente.

e–

e– e–

e– e–

e– e–

e–

l

e–

e– –

e

O

e–

e– e– e– e– e–

H 2O

Figura 3.9 Formación de agua compartiendo electrones La estabilidad de los átomos en una molécula de agua es el resultado de una distribución en la cual los 8 electrones de valencia (6 del oxígeno y uno de cada uno de los 2 hidrógenos) están distribuidos entre los tres átomos. Al compartir un par de electrones con el oxígeno, cada hidrógeno mantiene 2 electrones en su nivel externo. El oxígeno, al compartir 2 electrones con dos hidrógenos, mantiene un octeto estable en su nivel externo. Mediante este método, cada átomo logra una configuración estable de gas noble.


4/20/12 1:35:06 PM

122


Por ser el electrón una carga eléctrica en mo vimiento crea un campo magnético en torno a él; ahora bien, el campo magnético de un electrón girando en un sentido posee polos magnéticos nor te y sur orientados en dir ección opuesta a los de otr o electrón que se encuentre girando en sentido contrario y, así, “sólo los electrones con espines opuestos se pueden aparear”. H(a) H(b)

⎫ ↑ ⎪ 1s ⎪ ⎬ estos electrones se aparean y se forma H2 ↓ ⎪ 1s ⎪ ⎭

Las estructuras o fórmulas de Lewis son una herramienta útil para r epresentar la unión por covalencia. H +º H Hidrógeno °°

º+

H

Agua

º +

++

H +º N

Cloro

º +

++

H +º O ++

++

++ ° ° +º Cl Cl ° ° ++

H

Amoniaco

H H º +

H

º+

C +º H

+º

Metano

H En los anteriores ejemplos hemos encerrado con un óvalo el par de electrones que constituye el enlace covalente; este par, en forma clásica, se sustituye por una pequeña raya o guión. Hidrógeno

Cl  Cl

Cloro

H O  H

Agua

H N H

Amoniaco



H H

La palabra y su raíz

H C  H 


H



electrolito (Griego) electro electricidad, lytós soluble. Sustancia fundida o en solución acuosa que es capaz de conducir la corriente eléctrica.

H Metano

H El enlace covalente es más común entre átomos de la misma especie o entre especies semejantes, esto es, los átomos con electr onegatividades iguales (mismo elemento) o ligeramente diferentes, pueden formar moléculas compar tiendo uno o más par es de electrones.

4/20/12 1:35:08 PM

3.1 Enlace químico

123 123

Los compuestos son covalentes cuando su porcentaje de electrovalencia es menor del 50% (véase cuadro 3.2 y figura 3.4). Cuadro 3.3 Porcentajes de electrovalencia de algunas sustancias H2

0%

Cl2

0%

O2

0%

SO2

22%

H 2O

39%

NH3

19%

CH4

4%

Propiedades asociadas al enlace covalente Como propiedades asociadas al enlace covalente podemos mencionar las siguientes: • En los compuestos covalentes las temperaturas de fusión y ebullición son bajas. Compuesto

Temperatura de fusión en °C

H 2O

Temperatura de ebullición en °C

0

100

CH4

−182.6

−161.4

NH3

−77.7

−33.4

• Los compuestos covalentes no conducen la corriente eléctrica. • El calor de formación de los compuestos covalentes es más bajo que el de los compuestos electrovalentes. Compuesto

Calor de formación en calorías

NH3

11 400

CS2

21 500

CCl4

33 400

CO2

94 052

El azúcar de mesa (C12H22O11) se llama sacarosa. Es un ejemplo de un compuesto covalente que es un sólido cristalino soluble en agua.


La gasolina y el petróleo crudo son mezclas de compuestos covalentes. El petróleo que se derrama en agua no se disuelve en ella, sino que flota formando capas delgadas.

Figura 3.10 Comparación de compuestos covalentes Los compuestos covalentes están formados por moléculas en las que los átomos se unen compartiendo electrones. Debido a las débiles fuerzas interpartícula entre las moléculas, los compuestos covalentes tienden a ser gaseosos o líquidos a temperatura ambiente, además de insolubles en agua, aunque algunos son muy solubles.

4/20/12 1:35:08 PM

124


Figura 3.10 Comparación de compuestos covalentes continuación...

La cera de las velas y la mantequilla son mezclas de compuestos covalentes. Como sus moléculas son grandes y pesadas son sólidos, pero se funden a baja temperatura.

Manos a la obra

En lugares donde no se dispone de gas natural, mucha gente usa propano (C3H8) para la calefacción de sus hogares y para cocinar sus alimentos. Se entrega a negocios y hogares en camiones pipa, a presión.

El enlace de los compuestos Los compuestos se clasifican de acuerdo con los tipos de enlaces que unen a sus átomos. Los iones de los compuestos electrovalentes o iónicos se unen mediante enlaces iónicos, mientras que en los compuestos moleculares los átomos se unen por enlaces covalentes. A simple vista no puedes decir que el compuesto de una muestra es del tipo iónico o molecular porque ambos compuestos pueden tener la misma apariencia. Pero se pueden hacer pruebas sencillas para clasificar a los compuestos según su tipo, ya que cada uno tiene propiedades particulares que comparten la mayoría de sus integrantes. Los compuestos iónicos son duros, quebradizos y solubles en agua, tienen altos puntos de fusión y pueden conducir la electricidad cuando están disueltos en agua. Los compuestos moleculares pueden ser suaves, duros o flexibles, en general son menos solubles en agua, tienen puntos de fusión bajos y cuando están disueltos en agua no pueden conducir la electricidad. Después de esta introducción sobre los compuestos iónicos y covalentes, realiza en el laboratorio de tu escuela la siguiente práctica. Con este experimento podrás identificar los compuestos iónicos y los moleculares, según sus propiedades. Material • portaobjetos de vidrio • lápiz graso o crayón • parrilla de calentamiento • espátula • 4 vasos pequeños de precipitados (50 o 100 mL)


• • • • •

varilla de agitación balanza aparato para medir conductividad probeta graduada, pequeña termómetro (con graduación mayor de 150°C)

Sustancias 4 muestras de 1 a 2 g de algunas de las siguientes sustancias: • sustituto de sal (KCl) • fructosa • aspirina • parafina • urea • sal de mesa • azúcar de mesa • sal de Epson Procedimiento

1. Con un lápiz graso o crayón traza varias líneas en un portaobjetos para dividirlo en cuatro partes. Rotula cada parte con las letras A, B, C y D.

2. Haz en tu cuaderno una tabla semejante a la que se muestra para que anotes datos y observaciones.

3. Con una espátula coloca una décima parte (0.1 a 0.2 g) de la primera sustancia en la parte A del portaobjetos.

4. Repite el paso 3 con las otras tres sustancias en las partes B, C y D. Asegúrate de limpiar la espátula luego de tomar cada muestra. Anota en tu tabla de datos qué sustancia pusiste en cada parte del portaobjetos.

4/20/12 1:35:09 PM

3.1 Enlace químico

5. Coloca el portaobjetos en la parrilla de calentamien-

2. ¿Todos los compuestos se funden a la misma temperatura?

to. Regula el calor en la posición media y empieza a calentar.

______________________________________

6. Coloca un termómetro sobre el cubreobjetos de modo

______________________________________

que apenas se apoye el bulbo. Cuida de no revolver los compuestos.

7. Continúa calentando hasta que se alcance la temperatura de 135°C. Examina cada parte del portaobjetos y anota las sustancias que se hayan fundido. Apaga la parrilla de calentamiento.

125 125

3. Completa tu tabla de datos clasificando cada una de las sustancias de prueba como compuesto iónico o molecular de acuerdo con tus observaciones. ______________________________________ ______________________________________

4. ¿Qué diferencias existen entre las propiedades de los compuestos iónicos y los moleculares? ______________________________________ ______________________________________

5. ¿Cómo son los puntos de fusión de los compuestos 8. Marca cuatro vasos con los nombres de tus cuatro sustancias.

9. Pesa cantidades iguales (1-2 g) de cada una de las cuatro sustancias y coloca las muestras en sus respectivos vasos.

10. Añade a cada vaso 10 mL de agua destilada. 11. Agita cada sustancia con una varilla limpia. Anota en tu tabla si la muestra se disolvió completamente o no.

12. Con un dispositivo para medir conductividad prueba en cada sustancia la presencia de electrólitos. Anota en la tabla de la siguiente página cuál de ellas actúa como conductor. Resuelve

1. ¿Qué les ocurre a los enlaces que hay entre las molécu-

iónicos en comparación con los de los compuestos moleculares? ¿Qué factores influyen en el punto de fusión? ______________________________________ ______________________________________

6. Las soluciones de algunos compuestos moleculares son buenas conductoras de la electricidad. Explica por qué es cierto esto, aun cuando se requieren iones para conducir la electricidad. ______________________________________ ______________________________________

7. ¿Cómo puedes aprovechar las diferentes propiedades

las cuando una sustancia se funde?

de la arena, la sal y el agua para separarlas cuando están mezcladas?

______________________________________

______________________________________

______________________________________

______________________________________


4/20/12 1:35:11 PM


126

Sustancia

¿El compuesto se disuelve en agua?

¿El compuesto se funde?

¿La solución conduce electricidad?

Clasificación

A B C D

Enlace simple, doble y triple Los ejemplos de enlaces covalentes que hasta ahora hemos visto son simples, es decir, por cada dos átomos que se combinan hay un par de electr ones compartidos (un enlace). Ejemplo H °+ H H  H °° °+ H H O H OH °° Sin embargo, algunos átomos sólo pueden alcanzar su configuración electr ónica estable (octeto) cuando comparten más de un par de electrones entre ellos. Si los átomos comparten dos pares de electrones, están unidos por un doble enlace. °+

Ejemplo °° O °° °° O °° e–

e–

e

e–

e–

e–

e– –

e–

e–

+ +


e–

e–

+

Oxígeno

O= C =O

Dióxido de carbono

e–

e–

e–

l

+ O

O= O

e–

e– e–

e–– e e–– e

e–– e e– e– e–

4e–

4e–

O

e– e– e–

O C O CO2

Ahora bien, si los átomos comparten tres pares de electrones, están unidos por un triple enlace. N +++ N ++ ++ H °+ C ++ ++ C H °°° °°

Figura 3.11 Electrones compartidos en el CO2 Cuando los átomos de carbono y de oxígeno reaccionan, el carbono comparte dos pares de electrones con cada oxígeno. Esta distribución proporciona un octeto estable a todos los átomos.

e–

e–

°+

C

e–

++

°° ++ O ++ ++ + + °° °° + C +° O ++ ° °°

N ––– N H  C ––– C  H

Nitrógeno Acetileno

En el oxígeno (O2), que es una molécula con doble enlace, el apareamiento de los 2 electrones de un átomo con dos del otro, se explica de la siguiente manera:

4/20/12 1:35:11 PM

3.1 Enlace químico

O(a)

1s2

2s2

2p2x

2p2y

2p2z

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

127 127

Con estos electrones se forman los dos enlaces.

O(a)

↑↓

↑↓

↑↓

↓

↓

1s2

2s2

2p2x

2p2y

2p2z

Y el nitrógeno (N2) con triple enlace. N(a)

1s2

2s2

2p1x

2p1y

2p1z

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑ Con estos electrones se forman los tres enlaces.

↑↓

↑↓

↓

↓

1s2

2s2

2p1x

2p1y

2p1z

El brócoli, ¿un alimento milagroso? El brócoli posee un producto llamado sulforafano, el cual tiene la siguiente estructura de Lewis (observa los dobles enlaces): ••

••

CH3  S  (CH2)4  N=C=S

=

Llevar una dieta sana nos puede ayudar a no enfermarnos y, sobre todo, a vivir más años. Los nutriólogos sugieren agregar más verduras a la alimentación diaria, lo cual no es nada difícil. En el mercado existe gran variedad de verduras, entre ellas se encuentra el brócoli, que en principio tal vez no se te antoje mucho. En los últimos años, se ha descubierto que este vegetal de reputación humilde contiene productos químicos poderosos.

O

•• ••

Lectura

↑↓

••

N(a)

Los experimentos indican que el sulforafano contiene protección contra ciertos cánceres y bacterias. Por ejemplo, entre las bacterias más comunes en el hombre se encuentra la Helicobacter pylori (H. pylori), la cual se considera responsable en el desarrollo de diversas enfermedades estomacales, incluyendo inflamación, cáncer y úlceras. Es cierto que los antibióticos son el mejor tratamiento para la infección por H. pylori. Pero en ocasiones, la bacteria evade los antibióticos “ocultándose” en células de la pared estomacal y resurgiendo una vez terminado el tratamiento. Estudios realizados han demostrado que el sulforafano mata a la bacteria H. pylori (aunque se haya refugiado en las paredes de las células estomacales) simplemente comiendo brócoli. Los científicos han encontrado que el sulforafano parece inhibir el cáncer estomacal en ratones. Aunque no hay garantía de que el brócoli nos mantenga saludables, sería muy recomendable agregarlo a nuestra alimentación. Adaptado de Steven S. Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed., McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 486.


4/20/12 1:35:13 PM

128


Polaridad de enlace

+ +

°

+ C Cl + + + ° + + + Cl + + +

+

+

+

+ +

Cl + +

+

+ +

+ +

Cl ++ °

+ +

°

Figura 3.12 Tres compuestos covalentes El disulfuro de carbono es un disolvente útil para las grasas y las ceras. El metano es el componente principal del gas natural. El dióxido de nitrógeno se utiliza para hacer ácido nítrico y también es un contaminante atmosférico. Todos estos compuestos tienen enlaces covalentes en los que los electrones se comparten casi igual. a) Los enlaces de C—S en el disulfuro de carbono son de tipo covalente puro. El valor de ΔEN = 0, aunque los átomos sean distintos. b) La ΔEN de 0.4 de los enlaces del metano no es suficiente para afectar de modo significativo las propiedades del compuesto. c) Aunque el grado de desigualdad con que se comparten los electrones en los enlaces N—O del dióxido de nitrógeno es mayor que en los enlaces de C—H, el NO2 se sigue considerando un compuesto covalente.

Se llama enlace covalente puro a aquel que se forma entre átomos de la misma especie, cuyas cargas eléctricas negativas se encuentran distribuidas simétricamente. Al consultar el cuadr o 3.3, veremos que el por centaje de electrovalencia es cero para H2, Cl2, O2, etcétera, pues los átomos de estas moléculas son del mismo elemento. Existen también moléculas poliatómicas cuyas cargas eléctricas están simétricamente distribuidas al considerar todo el conjunto, por ejemplo en el tetracloruro de carbono, CCl4.

c)

N

S

a)

O

O C

H

O EN = 3.5 N EN = 3.0 Δ EN = 0.5

b)

C

S H

H

H

C EN = 2.5 S EN = 2.5 Δ EN = 0.0

C EN = 2.5 H EN = 2.1 Δ EN = 0.4

Enlace covalente no polar y polar Los anteriores ejemplos son de moléculas no polares y, en general, podemos clasificar a los compuestos covalentes en no polares y polares. A estos últimos se les llama así porque los átomos que forman sus moléculas están unidos mediante enlaces co valentes; estos átomos son de distinta especie y tienen electronegatividades diferentes, lo que hace que en el espacio del átomo más electronegativo haya una may or densidad de cargas eléctricas negativ as, formándose un polo negativo en contraste con el polo opuesto, que es positivo. Por ejemplo, al formarse el cloruro de hidrógeno (HCl), la diferencia de electronegatividad (0.9) (véase la figura 3.4) es lo suficientemente grande para que del lado del cloro se forme un polo par cialmente negativo (δ–) y en el lado del hidr ógeno otro polo parcialmente positivo (δ+), ya que el cloro atrae con más fuerza a los electrones del enlace. (El símbolo δ indica una separación parcial de cargas.) °° °°

°

+

°°

H Cl H  Cl δ+ δ–


4/20/12 1:35:14 PM

3.1 Enlace químico

129 129

A continuación un ejemplo de moléculas que presentan enlace covalente polar. HBr

°° H °+ Br °°

H 2S

H °°+S°°° ° H

H 2O

+

+ °° ° H °O + ° ° H

δ+

δ–

δ+

δ–

δ+

δ–

H — Br H—S | H δ+ H—O | H δ+

El enlace covalente polar constituye un fenómeno muy importante en la explicación del comportamiento físico y químico de los compuestos. Como v eremos en el siguiente tema, el agua debe sus notables propiedades a su gran momento dipolar, es decir, la molécula de agua es muy polar.

O

H

δ–

δ+

Figura 3.13 Distribución de cargas en un enlace O–H Como el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno, los electrones de un enlace O–H pasan más tiempo cerca del átomo de oxígeno. Esta distribución lleva a una carga parcial negativa sobre el oxígeno y a una carga parcial positiva sobre el hidrógeno.

Aunque el límite es arbitrario, se considera que un compuesto es pr edominantemente covalente polar cuando su por centaje de electrovalencia es de 25 a 49 por ciento.

Enlace por coordinación Como se explicó anteriormente, para que se forme un enlace covalente entre dos átomos, cada uno de ellos aporta un electrón y así constituir el par necesario para la unión. Existe otro tipo de enlace llamado covalente coordinado, en el cual los átomos que se combinan compar ten electrones, pero el par necesario para formar el enlace es proporcionado por uno de ellos solamente.

Mecanismo de coordinación En general, el átomo que proporciona los electrones tiene un par no compartido en su nivel de valencia.


4/20/12 1:35:15 PM

130


Amoniaco (NH3) °

°° H H °+ N + H°

Aquí el nitrógeno tiene un par de electrones no compartidos

+

El átomo receptor es deficiente en electrones y carece de suficientes electrones de valencia para alcanzar una configuración electrónica estable (octeto). Una vez formado el enlace, no se distingue de cualquier otro enlace covalente; por ejemplo, un ion hidrógeno (H1+) puede formar un enlace covalente coordinado con una molécula de amoniaco mediante el traslape de su orbital vacío con un orbital del átomo central nitrógeno, que contiene el par de electrones no compartidos.

+ °° + °N °

H

+

+

+ H1+

H °

°

°° H H °+ +N H°

⎡ ⎢ ⎢H ⎢ ⎣

⎤1 ⎥ H⎥ ⎥ ⎦

+

Una forma útil para indicar el enlace co valente coordinado consiste en emplear una pequeña flecha que va del átomo donador al receptor.

–

H ⎤ 1+ ⎡ ↑ ⎥ ⎢ ⎢H N H ⎥ ⎥ ⎢ H ⎦ ⎣ El siguiente ejemplo es ilustrativo. Al disolver el gas cloruro de hidrógeno (HCl) en agua, el clor o se queda con los electrones del enlace covalente sencillo: °°

°° H °+Cl + °

H1+

° ° 1– ° Cl °° °°

+

y el núcleo del hidr ógeno (protón) se une con el o xígeno del agua en uno de los pares de electrones no compartidos, mediante un enlace covalente coordinado, formándose el ion hidronio [H3O]1+. Investiga + °° + °O °

H

+ H1+

°° H °+ O + ° H

o

H ↑ H O –

NaClO NaClO2 NaClO3 NaClO4

H

°°

Hipoclorito de sodio Clorito de sodio Clorato de sodio Perclorato de sodio

H °°

Encuentra el enlace covalente de los siguientes compuestos:

H

Ejemplifiquemos ahora los siguientes compuestos: Hipoclorito de sodio Clorito de sodio Clorato de sodio Perclorato de sodio


NaClO NaClO2 NaClO3 NaClO4

4/20/12 1:35:15 PM

3.1 Enlace químico

131 131

Los elementos que se enlazan son: °° Na° °° O °°

+ +

+

+ Cl + + +

En el hipoclorito de sodio (NaClO), al redistribuirse los electrones hay un enlace electrovalente y uno covalente: °° +° Na °° O °°

+ +

+ Cl + + +

Na1+ [O – Cl]1– Este compuesto (NaClO) es estable pero el átomo de cloro no ha saturado su capacidad de combinarse, ya que tiene tr es pares de electr ones no compar tidos, y en condiciones especiales puede unirse con otro átomo de oxígeno mediante un enlace covalente coordinado, formándose el clorito de sodio (NaClO2) que también es estable. °° + + + °° + O° Na °° O ° Cl °° + + °° °

o

Na1+ [O  Cl → O]1–

+

Ahora bien, si se observa la estructura de Lewis anterior se aprecia que al cloro le quedan dos par es de electr ones no compar tidos, donde se pueden unir mediante enlaces covalentes coordinados, uno o dos átomos de o xígeno, formándose, respectivamente, el clorato de sodio (NaClO3) y el perclorato de sodio (NaClO4). °° ° °° O ° + + °° + °° Na °° O °+ Cl + O° + + °° °° ° °° ° °° O ° + + + °° °° + O° Na °° O °+ Cl ° °° + + °° ° °° O °° °

o

o

Na1+

Na1+

O ⎤ 1– ⎡ ↑ ⎢O  Cl → O⎥ ⎦ ⎣ O ⎤ ⎡ ↑ ⎢O  Cl → O⎥ ↓ ⎥ ⎢ O ⎦ ⎣

1–

La posibilidad de que un átomo de un compuesto que tenga par es de electrones libres reaccione con otros átomos, no se circunscribe a los no metales; existen algunos elementos metálicos que efectúan este tipo de reacciones. Se denominan iones complejos a los que contienen un átomo de metal y otr o u otros átomos. Están formados por átomos que se unen entr e sí mediante enlaces covalentes coordinados. Los iones complejos que no tienen un átomo de un metal r eciben, en general, el nombre de radicales.

Enlace metálico Como su nombre lo indica, el enlace metálico es un enlace que ocurr e entre los átomos de metales, y sus características son muy específicas. Consiste en un conjunto de cargas positiv as que son los kernels de los átomos metálicos y los electr ones periféricos pertenecen a todos los cationes, es decir, los átomos se encuentran unidos entre sí por una nube de electrones de valencia que rodea a los kernels.


¿Sabías que...? De todos los metales, la plata es el mejor conductor de electricidad. El cobre ocupa el segundo lugar. Como la plata es más rara y más cara, el cobre es el metal que se utiliza en los circuitos eléctricos.

4/20/12 1:35:15 PM

132


Representación Podemos representar a un metal como un enr ejado de iones positivos colocados en los nudos de una red cristalina y sumergidos en un “mar” de electrones móviles. En el enlace metálico los electrones pueden moverse en todos sentidos, esto distingue al enlace metálico del enlace covalente, ya que en este último los electrones están situados en una posición rígida.

Iones positivos

Electrones móviles

Figura 3.14 Representación gráfica de una red cristalina de un metal.

Propiedades asociadas al enlace metálico Debido a la gran mo vilidad de los electr ones de valencia, los metales son buenos conductores de la electricidad y el calor. Además, gracias a esta movilidad, los metales presentan brillo. La ductilidad y maleabilidad de los metales son explicables por esta movilidad electrónica (véase la figura 3.15).

Figura 3.15 Representación bidimensional de un cristal metálico El movimiento de iones en un sólido metálico no produce cambios en la naturaleza de las fuerzas enlazantes. Este modelo explica la maleabilidad y la ductilidad de los metales.

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

––

––

––

––

––

––

––

––

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

––

––

––

––

––

––

––

––

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

––

––

––

––

––

––

––

––

Antes de la deformación

Después de la deformación

Cada uno de los átomos de un metal del grupo 2 libera sus dos electrones de valencia en una fuente de electrones que son compartidos por los demás átomos metálicos. Los enlaces de los metales no son rígidos. C uando un metal se golpea con un martillo, los átomos se deslizan a trav és del mar de electr ones y ocupan un nuev o sitio, pero mantienen sus conexiones con los demás átomos. Esta capacidad de reorganizarse explica por qué los metales se pueden estirar en alambres largos y finos.


4/20/12 1:35:15 PM

3.2 Enlace molecular

a)

b)

3.2 Enlace molecular Mapa conceptual 3.2

133 133

Figura 3.16 Maleabilidad, ductilidad y conductividad eléctrica de los metales Estas propiedades reflejan el tipo de enlaces de los metales. a) El cobre es dúctil y buen conductor de electricidad, se utiliza sobre todo en los circuitos eléctricos. b) El oro es maleable: la hoja de oro es oro metálico que se aplana hasta que se obtiene una laminilla muy delgada, de tan sólo unos cientos de átomos de espesor.

Enlace molecular es la Atracción entre Moléculas debido a las Fuerzas de Van der Waals por ejemplo Puente de hidrógeno

Atracciones de Van der Waals

¿Sabías que...?

Las fuerzas de Van der Waals son débiles atracciones de carácter electrostático entre las moléculas.

Agua en estado sólido

—

—

—

Las fuerzas intramoleculares mantienen juntos a los átomos de una molécula (recuerda el enlace químico), mientras que las fuerzas intermoleculares son fuerzas de atracción entre moléculas y son las responsables de las propiedades de la materia como el punto de fusión y el punto de ebullición.

Agua en estado líquido Figura 3.17 Fuerzas de Van der Waals.


4/20/12 1:35:16 PM

134


Es el enlace más débil de todos y se debe a la deformación de la configuración electrónica de cada átomo, pr ovocada por la influencia del campo eléctrico de los átomos vecinos. Se le llama también enlace residual o enlace de polarización. Con estos enlaces se pueden explicar las fuer zas de cohesión en los líquidos y en los gases.

Puente de hidrógeno Las moléculas de agua y de amoniaco son ejemplos de cómo los enlaces polares, ordenados geométricamente de cierta manera, pueden generar una molécula polar. La molécula polar tiene un polo positivo y otro negativo, también se llama dipolo.

Extremo con carga negativa

–

D –

D Figura 3.18 La molécula polar del agua Los enlaces O–H de una molécula de agua son polares. Debido a la forma curvada del agua, el lado del hidrógeno de la molécula tiene una carga positiva, mientras que el lado del oxígeno tiene una carga negativa. La flecha indica la dirección en la que se atraen los electrones.

O

H

H +

D +

+

D

D

Extremo con carga positiva

D

–

Extremo con carga negativa

–

D

N Figura 3.19 La molécula polar del amoniaco Como el agua, una molécula de amoniaco tiene dos lados distintos. A causa de los enlaces polares, el lado del hidrógeno tiene una carga neta positiva y el lado del nitrógeno una carga neta negativa.

H

H

+

+

D

D H

+

D Extremo con carga positiva

D

+

Ciertos compuestos contienen en sus moléculas átomos de hidr ógeno, como el agua y el amoniaco . En estos casos el hidr ógeno es atraído por dos átomos de elementos electronegativos; con uno de ellos está unido mediante un enlace co valente normal y con el otro, por una unión especial llamada enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno.


4/20/12 1:35:18 PM


Puentes de hidrógeno

–

D +

H

O

+

+

H

+

D

H D +

H

+

H

+

D +

+

H

+

+

H

O D

O D

–

D

D

–

O+

H –

+

D

135 135

H

–

O

+

H

+

D

Figura 3.20 Puentes de hidrógeno contra los enlaces covalentes del agua.

Enlaces covalentes

–

+

+

–

–

+

–

+

+

–

+

–

+

–

+

–

–

+

–

+

–

– +

– –

+

+ –

+

–

+

–

+

+

–

+

–

+

–

+ –

+

Figura 3.21 Interacciones dipolo en los líquidos y los sólidos La fuerza entre las moléculas dipolo es una atracción del extremo positivo de un dipolo por el extremo negativo de otro dipolo. Aquí se representan las atracciones dipolodipolo en los líquidos (izquierda) y en los sólidos (derecha).

El enlace de hidrógeno es de naturaleza electrostática, y su fuerza es mucho menor que la del covalente, pero mayor que las fuerzas de Van der Waals. Los dos átomos unidos mediante un puente de hidrógeno deben ser muy electronegativos y de volumen pequeño. ¿Sabías que...?

Propiedades asociadas al puente de hidrógeno Cuando existen enlaces o puentes de hidrógeno entre las moléculas de una sustancia, originan que ésta sea más fácilmente condensable de lo que podría esperarse por el tamaño y masa de sus moléculas. Un ejemplo interesante es el agua, un compuesto líquido a temperatura ambiente que por su fórmula sencilla, H2O, debería ser un gas difícilmente licuable si se compara con los hidruros de azufre (H2S), selenio (H2Se) y telurio (H2Te), elementos del mismo grupo (6A) del oxígeno. Observa la siguiente tabla.


El agua alcanza su máxima densidad a los 4°C y se congela a los 0°C, esto se debe a que las moléculas de agua están unidas por puentes de hidrógeno, lo cual hace que el hielo flote, ya que su densidad es menor porque a temperaturas menores a 4°C el agua aumenta de volumen hasta convertirse en hielo.

4/20/12 1:35:19 PM

136


Compuesto

Investiga Investiga qué es punto de fusión y punto de ebullición. Proporciona un ejemplo de cada uno.

Punto de ebullición °C

Punto de fusión °C

H 2O

100

0

H 2S

–61.8

–82.9

H2Se

–42

–64

H2Te

–4

–51

Otro comportamiento anormal del agua es el volumen que ocupa en estado líquido y en estado sólido (hielo). Este volumen es mayor en estado sólido que en estado líquido, cuando debería ser lo contrario. Este comportamiento sucede porque las moléculas de agua están unidas mediante puentes de hidrógeno. En estado líquido, las moléculas se entrecruzan libremente y en estado sólido se elimina el mo vimiento molecular libre. En el hielo hay mucho espacio entre las moléculas, debido a la rigidez de los puentes de hidrógeno.

Fusión

m

m

Congelación Figura 3.22 Comportamiento de las moléculas del agua en sus cambios de estado (líquido-sólido).

Sólido

Líquido

H H H

O H O

H

H O

CH2 H


H

CH2

O H

Figura 3.23 Sacarosa La sacarosa, C12H22O11, es una molécula que contiene ocho enlaces O—H. Cuando se añade agua a la sacarosa sólida, cada uno de esos enlaces es un sitio potencial para formar puentes de hidrógeno con el agua. Las fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas de sacarosa se vencen y sustituyen por fuerzas de atracción entre las moléculas de sacarosa y de agua, a lo cual se debe que el azúcar sea muy soluble.

O

H

C

O

O H

H

H

H O

C

C

C

H H

O

C

C

H

H

H O

C

O H

H

O

H

O

H

O O

CH2

C H

O

H

C

H H O

H

H H

O

H

O

H

4/20/12 1:35:19 PM


137 137

También esto explica que la máxima densidad del agua sea a 4°C, pues cuando el hielo se funde, algunos de los puentes de hidr ógeno se rompen y las moléculas de agua se acercan, adquiriendo ésta mayor densidad. De 0 a 4°C, el volumen continúa disminuyendo a medida que se rompen más puentes de hidrógeno.

Lectura

Origen del horno de microondas

En la década de los cuarenta del siglo , un científico estadounidense realizaba experimentos con un magnetrón (un equipo que genera microondas). Cuentan que este

ingeniero llevaba en uno de los bolsillos de su bata una barra de chocolate. Mientras trabajaba en su experimento se dio cuenta que el chocolate empezó a derretirse. Este accidental descubrimiento dio origen, décadas más tarde, al horno de microondas, el cual permite calentar alimentos. Este hecho se basa en la interacción de las microondas con las moléculas de agua, las cuales, debido a su polaridad y geometría, incrementan su energía cinética y elevan así la temperatura del alimento que las contiene. Este comportamiento del agua es un claro ejemplo de la importancia de la geometría y polaridad de una molécula. Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Castells, Química, México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2004, p. 218.

Nuevos materiales La ciencia de materiales es una combinación interdisciplinaria de física, química e ingeniería, en esta ciencia la química es la base por el estudio de la materia y sus cambios. Mencionemos algunos ejemplos: Cristales de silicio de gran pureza Se emplean en la industria de los semiconductores para producir transistores modernos, circuitos integrados y los chips de computadora. Siliconas Son compuestos orgánicos que contienen silicio y, debido a sus propiedades lubricantes, se emplean para reemplazar partes del cuerpo como las articulaciones de caderas y rodillas.


¿Sabías que...? Los primeros hornos de microondas eran muy grandes y sólo se usaban en restaurantes. A partir de los años setenta, se hicieron modelos más pequeños y baratos, lo que permitió se convirtiera en uno de los inventos más comunes en la vida diaria de nuestros tiempos.

4/20/12 1:35:19 PM

138


Fibras ópticas Son cables de dióxido de silicio (SiO2) de gran pur eza con los que se logra rapidez en la comunicación, así como mayor información. Cristal líquido Se emplea en las pantallas de r elojes digitales, calculadoras, televisiones en miniatura, computadoras de escritorio y portátiles. Aleaciones de berilio Debido a su ligereza, rigidez y poca dilatación se usan en la fabricación de piezas para aviones supersónicos. Aleaciones de niobio y estaño Se utilizan como superconductores a temperaturas extremadamente bajas. Aleaciones de tantalio, niobio, volframio, cobalto y níquel Se utilizan en vehículos espaciales, ya que son resistentes al calor que se produce por fricción al entrar en la atmósfera. Compuesto de litio, bario, cobre y oxígeno Se emplea en trenes de alta velocidad debido a que no presenta resistencia al paso de la corriente eléctrica. Fullerenos Se usan como catalizadores en diferentes procesos de producción, en la fabricación de superconductores, para purificación del agua, elaboración de cristales líquidos, etcétera. Nitinol Tiene muchas aplicaciones médicas; por ejemplo, para unir los tendones y ligamentos con los huesos, para elaborar “canastas” que filtran coágulos sanguíneos; también para hacer armazones para anteojos, y en la elaboración de “frenos” en la ortodoncia. Aunque los últimos av ances de la ciencia de materiales se han centrado en las propiedades eléctricas, las propiedades mecánicas siguen teniendo gran importancia. En la industria aeronáutica, por ejemplo, los científicos han desarrollado, y los ingenieros han probado materiales compuestos no metálicos, más liger os, resistentes y fáciles de fabricar que las aleaciones de aluminio y los demás metales que en la actualidad se emplean para los fuselajes de los aviones. Por ejemplo, con el estudio de nuevos materiales fue posible la invención del tren de levitación magnética o tren maglev, un vehículo de alta velocidad que levita sobre un carril denominado carril guía y es impulsado por campos magnéticos. La tecnología de trenes de levitación magnética se utiliza para recorridos urbanos a velocidades medias (menos de 100 km/h) en ciudades eur opeas. Desde 1984 una lanzadera maglev para distancias cor tas se usa en G ran Bretaña entre el aeropuerto de Birmingham y la estación de tren. Sin embargo, el mayor interés recae sobre los sistemas maglev de alta v elocidad. En Alemania, un tren maglev logró la velocidad de 435 km/h, mientras que en Japón se han alcanzado velocidades de 517 km/h en trenes meglev completos.


4/20/12 1:35:21 PM

Lo que aprendí

Lectura

139 139

Los fullerenos

El buckminsterfullereno se descubrió en el hollín, en 1985, y en 1991 se confirmó su forma de balón de futbol. A partir de entonces, se han descubierto fullerenos naturales o se han producido artificialmente. Éste es un modelo del buckminsterfullereno, C60, nombrado así en honor del ingeniero y arqui-

tecto Buckminster Fuller, quien inventó el domo geodésico que aquí se muestra. Tanto el domo como la molécula son muy estables. La molécula pertenece a un grupo de alótropos de carbono bastante organizados llamados fullerenos. Los fullerenos tienen fórmulas moleculares con números pares, como C70 y C78. Las moléculas de algunos fullerenos son esferas huecas y las de otros son tubos huecos. Las estructuras de los fullerenos en forma de jaula son muy flexibles. Después de estrellarlas en placas de acero a velocidades de 7 000 m/s (cerca de 16 000 millas/hora), las moléculas de C60 rebotan con su forma original intacta.

Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 32.

Palabras clave Anión, 117 Catión, 117 Dipolo, 134 Electrolito, 122 Enlace covalente,

121

Enlace covalente coordinado,

129

Enlace covalente no polar, 128 Enlace covalente polar, 129 Enlace electrovalente, 118 Enlace iónico, 117 Enlace metálico, 131 Enlace químico, 114

Iones complejos, 131 Puente de hidrógeno, Radicales, 131 Regla del octeto, 115

134

Lo que aprendí 1. Escribe en cada enunciado si lo que se presenta se refiere a: Enlace iónico Enlace no polar Covalente polar Covalente coordinado Metálico Molecular El volumen del agua es mayor en estado sólido que en estado líquido, lo cual hace que el hielo flote ______________________________________


Los átomos comparten electrones pero el par electrónico es proporcionado por uno de ellos ______________________________________ En el cloruro de hidrógeno (HCl), el cloro atrae con más densidad a los electrones de enlace ______________________________________ Las cargas eléctricas están distribuidas de manera asimétrica ______________________________________

4/20/12 1:35:21 PM

140


Se forman cuando hay pérdida o ganancia de electrones entre los átomos

¿Por qué los aniones tienen mayor volumen que los átomos neutros?

______________________________________

______________________________________

Hace que la temperatura de fusión sea elevada

¿Cuál de las siguientes ecuaciones presenta mejor la combinación de sodio (Na) con el flúor (F)?

______________________________________ Causa que la temperatura de ebullición de algunos compuestos sea baja ______________________________________

+

–

–

+

b) Na0 + F0 → Na1 F1 c) Na0 + F0 → Na1 F1

El enlace de electrovalencia es mayor que 50%

Escribe una ecuación iónica que muestre a un átomo de magnesio convirtiéndose en ion.

______________________________________

______________________________________

Contribuye para que algunos compuestos conduzcan la energía eléctrica

¿Cuál es la diferencia entre ion complejo y ion radical?

______________________________________ Forma compuestos cuando su porcentaje de electrovalencia es de 25 a 49%

______________________________________ ¿Cuándo se forma un doble enlace? Escribe un ejemplo ______________________________________

______________________________________

¿Por qué no es posible que ocurra la siguiente reacción?

Se forma cuando los electrones periféricos pertenecen a todos los núcleos

Ar + Ar → Ar2

______________________________________ Es la causa de que algunos elementos sean dúctiles y maleables ______________________________________ Explica la fuerza de cohesión en los líquidos ______________________________________ Enlace puente de hidrógeno ______________________________________

3. Consulta la tabla de electrovalencias para dar respuesta a los siguientes ejercicios: • Encierra con una línea continua las sustancias que en estado líquido conducen la corriente eléctrica: NaCl

CO2

NH3

K2 S

HCl

CaO

Cu2S

CH4

Cu2O

AlCl3

• Indica el porcentaje de electrovalencia (carácter iónico) y escribe si el tipo de enlace que forma es covalente no polar, covalente polar o electrovalente. %

Enlace

a) C H ______________

______________

¿A qué se llama enlace químico?

b) Li Br ______________

______________

______________________________________

c) S O ______________

______________

2. Contesta brevemente:


a) Na0 + F0 → Na0F0

4/20/12 1:35:23 PM

Lo que aprendí

d) C O ______________

______________

k) Cl O ______________

______________

e) Fe O ______________

______________

l) I O ______________

______________

f ) K Cl ______________

______________

g) Mg O ______________

______________

h) H O ______________

______________

i ) N H ______________

______________

j) K F ______________

______________


141 141

• Representa con estructuras de Lewis los siguientes agregados atómicos: a)

CH4

b)

CO2

c)

FeS

d)

Cu2O

e)

Cl2

4/20/12 1:35:23 PM

Unidad 4

Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos En la ilustración aparecen acero, cemento, carbonatos, silicatos, óxidos, etcétera. La química te enseña a nombrarlos y a escribir sus fórmulas.

Contenido ¿Cuánto sabes? 4.1 Lectura 4.2 Lectura Manos a la obra Lectura Actividades


Fórmula química El dióxido de silicio: componente importante en la corteza terrestre Funciones químicas inorgánicas No hay motivos para reír Antiácidos ¿Cómo se inflan las bolsas de aire? Lo que aprendí

4/20/12 1:42:37 PM

Objetivo de la unidad El estudiante comprenderá la importancia de la nomenclatura sistemática en la química para identificar los compuestos por sus fórmulas.


4/20/12 1:42:44 PM

¿Cuánto sabes?

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.

Cuando en una ciudad se habla acerca de la nomenclatura de sus calles, ¿a qué se están refiriendo? ¿Qué representa para ti una fórmula química? ¿Qué nombre reciben las sustancias que forman un compuesto? Cuando el hierro se convierte en herrumbre, se dice que se combina con… ¿Qué palabra emplearías para identificar el sabor del limón? ¿Qué sustancia específica tiene sabor salado? Cuando un compuesto está formado por dos clases de elementos es binario, y si está formado por tres elementos distintos será… La fórmula del agua es H2O, ¿qué significa el número 2? ¿Dónde tienen sus electrones de valencia los átomos de los elementos representativos?

Introducción

La palabra y su raíz nomenclatura Nomen (latín) nombre o nominación. La nomenclatura es el conjunto sistemático de reglas que regulan la designación de fórmulas y nombres para las sustancias químicas.

En los inicios de la química no había un sistema para nombrar a los compuestos, se usaban nombres comunes (algunos aún perduran) que se basaban en algunas características físicas, químicas, organolépticas o en las aplicaciones de los compuestos conocidos entonces. Por ejemplo, el monó xido de dinitr ógeno (N2O) se llamaba “gas hilarante”, ya que al ser inhalado produce risa; la “cal viva” es el óxido de calcio (CaO); la “sal de cocina” es el cloruro de sodio (NaCl); el “yeso” es el sulfato de calcio (CaSO4), etcétera. Estos nombres comunes son arbitrarios y no toman en cuenta la composición química de las sustancias. C uando se ampliaron los conocimientos en el campo de la química, se hizo evidente que el uso de los nombres comunes para referirse a los compuestos produciría mucha confusión, además sería imposible memorizar los nombres de los millones de compuestos que se conocen en la actualidad. La solución fue crear un sistema de nomenclatura que tomara en cuenta algunos conceptos fundamentales como la estr uctura atómica, la valencia y la composición química de los compuestos. Este sistema oficial de nomenclatura fue creado por la IUPAC, organismo que se fundó en 1921 y que tiene a su cargo, entr e otras funciones, la elaboración de los métodos y reglas para nombrar los compuestos y escribir sus fórmulas. En esta unidad nos ocuparemos de la nomenclatura de los compuestos inorgánicos.

4.1 Fórmula química Ya hemos indicado que las sustancias se dividen en elementos y compuestos. Estas sustancias se representan mediante una fórmula, que muestran la composición atómica de sus moléculas y se forman mediante la combinación de los símbolos de los elementos que las constituyen.


4/20/12 1:42:51 PM

4.1 Fórmula química

Mapa conceptual 4.1

¿Sabías que...? Fórmulas químicas

que son

y la Clasificación

que indican

Empíricas

Moleculares

El nombre

de sustancias

Para escribir fórmulas químicas cada átomo se representa con el símbolo de su elemento, el número de átomos se indica con un subíndice a la derecha del símbolo y cuando hay un átomo no se necesita escribir el número 1.

de Compuestos

mediante

de acuerdo con

símbolos

un conjunto de reglas

en forma

Condensada

145 145

Desarrollada

llamado

Nomenclatura

Es obvio que si la sustancia es un elemento, su fórmula estará constituida por símbolos iguales (O2, H2, He, N2, Cl2, etcétera). Y si es un compuesto, por símbolos diferentes (NaCl, H2O, CaO, H2SO4, etcétera). La fórmula de un compuesto indica la composición atómica de su molécula o, si el compuesto es iónico, la composición atómica de sus iones. La fórmula molecular representa el número real de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto (compuestos covalentes) (H2O, C6H6, NH3, etcétera). La fórmula empírica expresa el número relativo de átomos de cada elemento en un compuesto iónico (NaCl, H2SO4, CaBr2, etcétera).

I2

Figura 4.1 Las sustancias moleculares pueden ser tan simples como dos átomos de yodo unidos como I2.


Figura 4.2 Disulfuro de carbono El compuesto representado por la fórmula CS2 se llama disulfuro de carbono porque dos átomos de azufre están unidos con un carbono.

4/20/12 1:42:51 PM

146

Unidad 4 Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos

Fórmulas condensadas y desarrolladas Las fórmulas pueden ser condensadas y desarrolladas o estructurales. En las fórmulas condensadas se emplean subíndices que indican el número de átomos que forman la molécula sin señalar cómo están unidos; las fórmulas desarrolladas o estructurales indican en un plano la estructura de la molécula y en ellas se representa el modo de agrupación de todos los átomos que la forman, señalando con guiones sus enlaces. Veamos los siguientes ejemplos. Investiga Investiga el significado de la palabra subíndice.

Fórmula condensada Fórmula desarrollada –

H

H–O

H2O

–

H

H – N –H

NH3

–

H

H – C –H –

CH4

H H–O O S H–O O

H3PO4

H–O H – O –P  O H–O

KMnO4

O K – O – Mn  O O

–  

–

H2SO4

–

–

Ejercicio De las fórmulas anteriores elige dos átomos y escribe si se trata de un metal o no metal, y la valencia de ellos. Te damos ejemplos:


O

Oxígeno

no metal

2–

________________

_______________

_______________

_______________

H

Hidrógeno

metal

1+

________________

_______________

_______________

_______________

4/20/12 1:42:51 PM

4.1 Fórmula química

147 147

Algunas sustancias tienen en sus moléculas un átomo, o grupo de átomos característicos, llamado grupo funcional. Observa las siguientes fórmulas: Na2O CaO Al2O3

KOH Mg(OH)2 Fe(OH)3

HCl HNO3 H2SO4

Las tres primeras están caracterizadas por O, las segundas por OH y las ter ceras por H. Estos grupos hacen que las sustancias tengan propiedades comunes a las que se les llama función química, y caracterizan a un conjunto de sustancias que tienen estructura molecular análoga.

Lectura

El dióxido de silicio: componente importante en la corteza terrestre

El dióxido de silicio, SiO2, es una sustancia semejante en constitución al CO2 y con propiedades también de anhídrido. Lo encontramos en el cuarzo, la arena, la sílice, la tierra de infusorios, etcétera. Cuando está incoloro forma la variedad llamada cristal de roca; en rojo constituye el jacinto; en amarillo, el falso topacio; en violeta, la falsa amatista; en negro, el cuarzo ahumado o ágata; mezclado con los feldespatos y micas produce el granito natural.

México tiene abundantes variedades de SiO2 en cuarzo, pedernal, ópalo, ágata, calcedonia, amatista y jaspe, en los estados de Chihuahua, Baja California, Guanajuato, Guerrero, Hidalgo, Michoacán, Querétaro, San Luis Potosí y el Distrito Federal. El SiO2 puro es un sólido que puede estar en estado amorfo o cristalino; es frío al tacto y la variedad cristalina presenta


el fenómeno de la birrefringencia (a través de él, los objetos se ven dobles). Es insoluble en el agua y en los ácidos, sólo lo disuelve el HF. Calentado con el magnesio o con el aluminio se descompone y deja en libertad al silicio. A elevadas temperaturas funde sin sufrir alteración y como su coeficiente de dilatación es casi nulo, se le emplea para fabricar aparatos de precisión y material de laboratorio de alto valor por su enorme resistencia. La variedad de arena se utiliza en la fabricación de vidrios, cristales, silicatos, cementos, construcciones, etcétera. Fundido con los hidróxidos o los carbonatos alcalinos forma los silicatos. Hay varios tipos de silicatos, de los cuales podemos mencionar el silicato cálcico, CaSiO3; silicato sódico, Na2SiO3; silicato potásico, K2SiO3, y silicatos alumínicos que pueden presentarse como caolín, arcilla o barro. Aislados, ninguno de ellos tiene importancia, pero mezclados o combinados son muy valiosos como constituyentes del vidrio, del cristal y del cemento. Muchas variedades de SiO2 han tenido influencias supersticiosas en los pueblos antiguos. Los griegos, por ejemplo, pensaban que tomar el vino en una copa de amatista no producía intoxicación, y de ahí el nombre de la piedra (del griego a privativa y methysis, intoxicación).

Tomado de Manuel Delfín Figueroa, Química elemental, México, Ed. Porrúa, S.A., 1970.

4/20/12 1:42:51 PM

148


4.2 Funciones químicas inorgánicas Mapa conceptual 4.2 Función Química son las Propiedades comunes de un grupo de Compuestos como con

Anhídridos

Óxidos básicos

Hidróxidos

Ácidos

Hidruros Sales

Estructura molecular análoga llamada

Oxiácidos

Hidrácidos

Oxisales

Haloides

Grupo funcional

Óxidos básicos El oxígeno (O) se combina con los metales (M) formando una clase de compuestos llamados óxidos metálicos (MO). Éstos son compuestos binarios, ya que están formados por dos elementos: el oxígeno y el metal. Metal + Oxígeno → Óxido metálico M + O → MO Los óxidos de los metales más electropositivos al combinarse con el agua forman compuestos llamados bases, y también se les llama óxidos básicos. Las propiedades que caracterizan a estos compuestos r eciben el nombre de función óxido básica.

Problemas resueltos De acuerdo con su configuración electr ónica, veamos la formación de un o xido básico, el óxido de calcio (CaO). Configuraciones electrónicas de los elementos que intervienen: Ca : [Ar] 4s2 O : [He] 2s22p4


4/20/12 1:42:52 PM

4.2 Funciones químicas inorgánicas

149 149

El oxígeno necesita 2 electrones para llenar sus orbitales de valencia (s y p) y adquirir la configuración del neón (1s2, 2s22p6), que es el gas noble que le sigue: [He]

O + 2e– → O2 – e– → [He] s2p6 o [Ne]

s2p4 +

Ahora bien, el calcio al perder 2 electrones adquiere la configuración electrónica del argón (el gas noble que se encuentra antes que él). Ca → Ca+2 + 2e– [Ar] 4s2 → [Ar] + 2e– Por lo tanto, se transfieren los electrones como sigue: Ca + O → Ca2+ + O2 – 2e– Como los compuestos son neutros desde el punto de vista eléctrico, en este caso se necesitan cantidades iguales de iones Ca2+ y O2– y la fórmula empírica de este compuesto iónico es CaO.

1 1A

18 8A 2 2A

13 3A

Li+ Na+

Mg2+

K+

Ca2+

Rb+

Sr2+

Cs+

Ba2+

3 3B

4 4B

5 5B

14 4A

15 5A

16 6A

17 7A

C4–

N3–

O2–

F–

P3–

S2–

Cl–

Se2–

Br–

Te2–

I–

6 6B

7 7B

8

9 8B

10

11 1B

12 2B

Cr2+ Cr3+

Mn2+ Mn3+

Fe2+ Fe3+

Co2+ Co3+

Ni2+

Cu+ Cu2+

Zn2+

Ag+

Cd2+

Sn2+ Sn4+

Hg22+ Hg2+

Pb2+ Pb4+

Al3+

Veamos la notación y nomenclatura de estos óxidos metálicos. Notación: es la forma en que se representan las sustancias (fórmulas). Nomenclatura: son los nombres de dichas sustancias.

Figura 4.3 Iones monoatómicos comunes, acomodados de acuerdo con su posición en la tabla 2 periódica Observa que el ion Hg 2 contiene dos átomos.

De manera general podemos representar a los óxidos metálicos como MO, donde M indica el metal y O el oxígeno. Para nombrar estos compuestos, en primer lugar se indica la palabra ó xido y en seguida se menciona el nombre del metal correspondiente.


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150


MO

Óxido de (metal correspondiente)

Na2O

Óxido de sodio

CaO

Óxido de calcio

Al2O3

Óxido de aluminio

Ejercicio Escribe la nomenclatura de las siguientes sustancias. K2O ______________________________________________________________ Ag2O _____________________________________________________________ MgO _____________________________________________________________ ZnO _____________________________________________________________ BaO

_____________________________________________________________

Cuando el metal tiene v alencia variable y forma dos ó xidos, en primer lugar se indica el nombre como se mencionó y al final de éste se escribe entr e paréntesis la valencia del metal con número romano, de acuerdo con el sistema stock, propuesto por el químico alemán Alfred Stock. Observa los siguientes ejemplos: FeO Fe2O3

Óxido de hierro (II) Óxido de hierro (III)

Cuadro 4.1 Cationes más comunes de los elementos de transición.


Nombre antiguo

Ion

Nombre sistemático

Fe3+

Hierro (III)

Férrico

Fe2+

Hierro (II)

Ferroso

Cu2+

Cobre (III)

Cúprico

Cu+

Cobre (I)

Cuproso

Co3+

Cobalto (III)

Cobáltico

Co2+

Cobalto (II)

Cobaltoso

Sn4+

Estaño (IV)

Estánico

Sn2+

Estaño (II)

Estanoso

Pb4+

Plomo (IV)

Plúmbico

Pb2+

Plomo (II)

Plumboso

Hg2+

Mercurio (II)

Mercúrico

Hg22+

Mercurio (I)

Mercuroso

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151 151

La valencia del oxígeno es – (O2–) y para obtener la valencia del metal se procede de la siguiente manera: CoO

Co2O3

en primer lugar se obtienen las v alencias totales negativas y positivas que deben ser iguales porque la fórmula es neutra: CoO + –

Co2O3 6+ 6 –

En esta fórmula existe un átomo de cobalto (Co) con valencia 2+. El nombre del compuesto es óxido de cobalto (II).

Seis cargas negativas porque en la fórmula hay tres átomos de oxígeno y las seis cargas positivas corresponden a dos átomos de cobalto, entonces la valencia de un átomo de cobalto será 3+. El nombre del compuesto es: óxido de cobalto (III).

Ejercicio Escribe el nombre de los siguientes compuestos. Cu2O ________________________________________________________________ CuO ________________________________________________________________ Hg2O ___________________________________________________________________ HgO ___________________________________________________________________ CrO

________________________________________________________________

Cr2O3 ________________________________________________________________

Anteriormente, al nombre de los ó xidos de metales con v alencia variable se les agregaban los sufijos “-oso” e “-ico”. Oso cuando el metal actúa con su menor valencia e ico cuando actúa con su mayor valencia. FeO Fe2O3

Óxido ferroso Óxido férrico

Óxidos ácidos o anhídridos El oxígeno (O) también se combina con los no metales ( N) formando compuestos llamados óxidos no metálicos (NO).


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152


No metal + Oxígeno → Óxido no metálico

La palabra y su raíz anhídrido An (griego) sin e hidros, agua. Compuesto químico carente de agua.

O

→

NO

Los óxidos no metálicos al reaccionar con el agua producen compuestos llamados ácidos (oxiácidos), de ahí que se les llame también óxidos ácidos; otro nombre que reciben estos compuestos es el de anhídridos. La notación de estos compuestos podemos r epresentarla en forma general de la siguiente manera: en donde y

¿Sabías que...?

+

N

NO N indica el no metal O, el oxígeno

Para su nomenclatura se atiende al número de átomos de oxígeno y del no metal que haya en la molécula, usando los siguientes prefijos numéricos: mono di tri tetra penta hexa hepta

En el caso de los óxidos ácidos, cuando en la fórmula hay un átomo del no metal no se usa el prefijo mono.

1 2 3 4 5 6 7

Esto se realiza así pues los no metales al combinarse con el oxígeno, lo hacen con valencias positivas y el número de ellas es variable. Veamos la siguiente tabla.

Investiga La fórmula del trióxido de dinitrógeno se escribe como N2O3. Analiza el nombre de este compuesto y determina cómo se escribe su fórmula.

CO

Monóxido de carbono

CO2

Dióxido de carbono

N 2O

Monóxido de dinitrógeno

NO

Monóxido de nitrógeno

Cl2O

Monóxido de dicloro

Cl2O3

Trióxido de dicloro

Cl2O5

Pentóxido de dicloro

Cl2O7

Heptóxido de dicloro

Anteriormente para designar a estos compuestos se usaba el nombr e genérico de anhídrido y el nombre del no metal, y se le agregaban los prefijos “per-” e “hipo-” y los sufijos “-oso” e “-ico” de acuerdo con su valencia. A continuación se presentan algunos ejemplos: Cl2O Cl2O3 C12O5 Cl2O7


Anhídrido hipocloroso Anhídrido cloroso Anhídrido clórico Anhídrido perclórico

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153 153

Manos a la obra Escribe el nombre de los compuestos usando el prefijo numérico. P2O3 ______________________________________

Br2O _____________________________________

______________________________________

_____________________________________

P2O5 ______________________________________

Br2O3 _____________________________________

______________________________________

_____________________________________

SO2 ______________________________________

Br2O5 _____________________________________

______________________________________

_____________________________________

_____________________________________

Br2O7 _____________________________________

_____________________________________

_____________________________________

SiO3 _____________________________________

N2O3 _____________________________________

_____________________________________

_____________________________________

MnO2 _____________________________________

N2O5 _____________________________________

_____________________________________

_____________________________________

SO3

Lectura

No hay motivos para reír

En la actualidad muchas ciudades del mundo presentan grandes problemas ambientales. Una de las tantas medidas adoptadas para controlar tan difícil situación, ha sido reducir los contaminantes que emiten los vehículos automotores. Pero en realidad, ¿esto resuelve el problema o genera otro? Desde hace algunos años, en varias partes del mundo, se instala a los automóviles un convertidor catalítico, con el objetivo de eliminar el gas contaminante que el vehículo emite por el escape, como es el CO y NO2. La buena noticia es que estos dispositivos son bastante eficaces y permiten contar con una atmósfera mucho más limpia en áreas congestionadas. Pero no todo puede ser belleza; estos dispositivos producen cantidades significativas de monóxido de dinitrógeno, N2O, llamado comúnmente gas hilarante, este nombre surge porque cuando se inhala produce relajación y un ligero mareo. Este óxido fue usado durante mucho tiempo por los dentistas para que sus pacientes toleraran algunos procedimientos dentales dolorosos.


El problema con el N2O no es que sea un contaminante ambiental, sino que es un “gas de invernadero”. Es decir, ciertas moléculas como CO2, CH4, N2O, entre otras, absorben grandes cantidades de luz infrarroja (radiación calorífica), esta

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154


luz provoca que la atmósfera terrestre retenga más de su energía calorífica. Investigaciones recientes señalan que en la actualidad el N2O constituye más de 7% de los gases de invernadero presentes en la atmósfera, y que los automóviles equipados con convertidores catalíticos producen casi la mitad de este porcentaje.

¿Sabías que...? El monóxido de dinitrógeno se produce debido a una reacción entre el oxígeno y el nitrógeno, durante las tormentas eléctricas. Este fenómeno fue descubierto y estudiado a finales de 1700 por Joseph Priestley, quien comprobó que al inhalarlo se presentaban efectos secundarios poco comunes, como ganas de reír, de cantar o de pelear. Por esta razón se le llamó gas hilarante. Sus propiedades anestésicas se descubrieron por accidente en Conecticut, en 1844, durante una demostración pública; ahí un hombre había inhalado este gas en una pelea, recibió una herida de gravedad en la pierna y no sintió dolor hasta que se eliminó dicho gas.

Por desgracia cada día se incrementa de manera significativa la concentración de estos gases en la atmósfera, dando como resultado que la Tierra se esté calentando, lo cual producirá cambios climáticos posiblemente catastróficos. Adaptado de Steven S. Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed., México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2007, p. 89.

Hidróxidos Ya indicamos que los óxidos metálicos o básicos (MO), al reaccionar con agua (H2O) producen compuestos llamados bases o hidr óxidos (MOH), que son compuestos ternarios. Óxido metálico + MO +

Agua → Base o hidróxido H2O → MOH

Los hidróxidos son sustancias untuosas al tacto, de sabor ásper o, que cambian a azul el papel tornasol y con fenolftaleína cambian a color rojo. Estos compuestos se caracterizan por contener en su molécula al grupo oxhidrilo o hidroxilo (OH), monovalente negativo. De lo anterior se deriva el concepto clásico de base, según el cual una base es cualquier sustancia que en solución acuosa da aniones hidr oxilo (OH)1–. En la actualidad consideramos como base a cualquier especie molecular o iónica que puede aceptar protones de cualquier otra.

Figura 4.4 Disociación de algunos hidróxidos metálicos Todos estos compuestos son bases porque producen iones hidróxido cuando se disuelven en agua.

Para la notación de estos compuestos, primero se escribe el símbolo del metal y en seguida el OH. Definiciones de base B + H2O → H – B + OH– Receptor de protones Base: da aniones hidroxilo en disolución acuosa MOH → M+ + OH– Si este grupo OH se necesita de acuerdo con la valencia del metal, dos o más veces en la fórmula, se escribe entre paréntesis y afuera se anota el subíndice: M(OH)x. En cuanto a la nomenclatura, es semejante a la de los óxidos metálicos, simplemente se lee hidróxido de... y el metal de que se trata.


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155 155

Los siguientes ejemplos ilustran lo anterior. NaOH Ca(OH)2 Al(OH)3

Hidróxido de sodio Hidróxido de calcio Hidróxido de aluminio

Ejercicio Escribe el nombre o la fórmula de los siguientes hidróxidos. KOH

: __________________________________________

____________ : Hidróxido de plata : __________________________________________

Mg(OH)2

____________ : Hidróxido de zinc : __________________________________________

Ba(OH)2

Cuando el metal tiene v alencia variable, ésta se escribe al final del nombr e entre paréntesis y con número romano. CuOH Hidróxido de cobre (I) Hidróxido de cobre (II) Cu(OH)2

Ejercicio Completa con el nombre o la fórmula: HgOH

: __________________________________________

____________ : Hidróxido de mercurio (II) : __________________________________________

Fe(OH)2

____________ : Hidróxido de hierro (III)

Ácidos (oxiácidos) Cuando los óxidos no metálicos o anhídridos ( NO) reaccionan con agua (H 2O), producen una serie de compuestos llamados ácidos (HNO): Óxido no metálico + Agua → NO + H2O →

Ácido HNO

Estos ácidos contienen oxígeno y, de manera específica, se les llama oxiácidos.


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156


Los ácidos reaccionan con los metales más electropositivos desprendiendo hidrógeno, cambian a rojo el papel tornasol y el anaranjado de metilo. Se caracterizan por contener siempre el ion hidrógeno (H+) y según la definición clásica cualquier sustancia en solución acuosa da iones hidronio (H3O1+). El concepto actual indica que ácido es cualquier especie molecular o iónica que puede ceder protones a cualquier otra. Definiciones de ácido Cuadro 4.2 Nomenclatura de los ácidos. Valencia

Prefijo

Sufijo

Fija

———

-ico

1o2

hipo-

-oso

3o4

———

-oso

5o6

———

-ico

7u8

per-

-ico

HA → H+ + A– H2O + H+ → H3O+ HA + H2O ← → H3O+ + A– Para la notación de estos compuestos se indican los símbolos de sus constituy entes (hidrógeno, no metal y oxígeno) de la siguiente forma: H N O. En cuanto a su nomenclatura, en primer lugar se menciona el nombre genérico de ácido y después se da el nombre del no metal que contiene, con los prefijos y sufijos que se indican en el cuadro 4.2, de acuerdo con la valencia de éste. Para conocer la valencia del no metal, se procede según los ejemplos siguientes:

Problemas resueltos 1. 1+ H2 2+ Valencia del azufre (S)

2– O4 8–

S 6+

6+

De acuerdo con el cuadro 4.2, corresponde al nombre del no metal la terminación -ico: H2SO4

Ácido sulfúrico

2. 1+ H 1+ Valencia del nitrógeno (N)

2– O2 4–

N 3+

3+

Al nombre del no metal se le agrega el sufijo -oso: Ácido nitroso

HNO2

3.

Valencia del yodo (I)

1+

1+ H 1+

I 1+

2– O 2–

Al nombre del no metal, en este caso el yodo, le anteponemos la partícula hipo- y le agregamos la terminación -oso: HIO


Ácido hipoyodoso

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157 157

4. 1+ H 1+

Mn 7+

La valencia del manganeso (Mn) es

2– O4 8–

7+

Le corresponde el prefijo per- y el sufijo -ico: Ácido permangánico

HMnO4

H

H

O

O C

O P

H

N

HNO3

H2CO3

H3PO4

Figura 4.5 Representación de la molécula de algunos oxiácidos.

Ejercicio Escribe el nombre de los siguientes ácidos (oxiácidos). HNO3 _______________________________________________________________ H2SO3 _______________________________________________________________ HClO _______________________________________________________________ HClO2 _______________________________________________________________ HClO3 _______________________________________________________________ HClO4 _______________________________________________________________ H3PO4 _______________________________________________________________ H3PO3 _______________________________________________________________ HIO3

_______________________________________________________________

HIO4

_______________________________________________________________

HBrO3 _______________________________________________________________ HBrO _______________________________________________________________


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Ácidos (hidrácidos)

Investiga ¿Cuál es el nombre de los siguientes compuestos? HF HBr HI H2Se

Existe otra clase de ácidos a los que se les llama hidrácidos y se forman mediante la unión del hidrógeno (H) con un no metal (N). En su fórmula se escribe primer o el hidrógeno (H) y después el no metal ( N); HN. En cuanto a su nomenclatura, en primer lugar se dice el nombr e genérico del ácido y en seguida se menciona el del no metal con la terminación “-hídrico”. HCl H2S

¿Sabías que...? El pH (potencia de hidrógeno) es una escala matemática en la que se expresa la concentración de los iones hidronio (H3O)1+ de una solución como un número, desde 0 hasta 14. La escala de pH es una forma conveniente para describir la concentración de iones hidronio en soluciones ácidas y de iones hidróxido (OH)1– en las soluciones básicas.

Ácido clorhídrico Ácido sulfhídrico

Cuando una base se disuelve en agua y todas sus unidades ( MOH) se disocian en iones metálicos y iones hidróxidos separados, se dice que es unabase fuerte. Un ácido fuerte es cuando en solución acuosa todas sus moléculas se encuentran ionizadas. Cuadro 4.3 Ácidos y bases fuertes. Ácidos fuertes

Bases fuertes

Ácido perclórico, HClO4

Hidróxido de litio, LiOH

Ácido sulfúrico, H2SO4

Hidróxido de sodio, NaOH

Ácido yodhídrico, HI

Hidróxido de potasio, KOH

Ácido bromhídrico, HBr

Hidróxido de calcio, Ca(OH)2

Ácido clorhídrico, HCl

Hidróxido de estroncio, Sr(OH)2

Ácido nítrico, HNO3

Hidróxido de bario, Ba(OH)2

Neutro

Básico

Hidróxido de magnesio, Mg(OH)2 [H+]

pH

10–14

14

10

–13

13

10

–12

12

10

–11

11

10–10

10

10

–9

9

10

–8

8

10

–7

7

10–6

6

10–5

5

–4

4

10–3

3

10–2

2

–1

1

0

0

Ácido

10

10 10

1 M NaOH

Amoniaco (limpiador casero)

Sangre Agua Pura Leche

Vinagre Jugo de limón Ácido estomacal

Figura 4.6 Medición del pH del agua de un estanque. El pH se determina al comparar el color de la muestra de agua (una vez que se le ha adicionado el reactivo) con una escala cromótica que corresponde con los distintos valores del pH.

Sales (oxisales) 1 M HCI

Figura 4.6 En la figura se señala el pH y valores de pH de algunas sustancias comunes.


Cuando un ácido reacciona con una base, se neutralizan. A esta reacción se le llama de neutralización y el producto es una sal y agua. Para formar las sales se une el anión del ácido con el catión de la base. Ácido + Hidróxido → Sal + Agua

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159 159

Si el ácido es oxiácido, la sal recibe el nombre de oxisal. HNO + MOH → MNO + H2O Veamos la notación y nomenclatura de las o xisales. En su fórmula se escribe primero el catión M (+) y en seguida el anión (–) NO. Para nombrarlas se indica en primer lugar el nombr e del anión y luego el del catión (generalmente metal). Si el ácido termina en -oso, la sal termina en -ito y si el ácido termina en -ico, la sal termina en -ato. (Si el metal tiene valencia variable, éste se indica al final del nombr e en la forma ya vista.) Observa los siguientes ejemplos. NaNO3 CaCO3 Cu2SO4 CuSO4

Nitrato de sodio Carbonato de calcio Sulfato de cobre (I) Sulfato de cobre (II)

¿Sabías que...? En la actualidad se pueden conseguir ciertos medicamentos que utilizan un enfoque alternativo para controlar la irritación gástrica. Estos fármacos actúan disminuyendo la secreción de ácido del estómago. Anteriormente, sólo podían venderse con receta a las personas que padecían de acidez gástrica severa o de úlceras gástricas.

Cuadro 4.4 Compuestos utilizados en los antiácidos. Hidróxidos insolubles

Compuesto de carbonato

Hidróxido de aluminio, Al(OH)3

Carbonato de calcio, CaCO3

Hidróxido de magnesio, Mg(OH)2

Carbonato de magnesio, MgCO3 Hidrógeno carbonato de sodio, NaHCO3 Hidrógeno carbonato de potasio, KHCO3

Ejercicio Escribe los nombres de las siguientes oxisales: Ca(NO2)2 _____________________________________________________________ Al(NO3)3 _____________________________________________________________ KMnO4

_____________________________________________________________

Ag2SO3

_____________________________________________________________

Al2(SO4)3 _____________________________________________________________ ZnCO3

_____________________________________________________________

K2Cr2O7 _____________________________________________________________ FeSO3

_____________________________________________________________

Fe2(SO3)3 _____________________________________________________________


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HgNO3

_____________________________________________________________

Hg(NO3)2 _____________________________________________________________

Sales (haloides) Si el ácido es hidrácido, la sal recibe el nombre de sal haloide. HN + MOH → MN + H2O En cuanto a las sales haloides, en la fórmula se escribe en primer lugar el símbolo del metal y luego el del no metal (MN).

Figura 4.7 Reacciones de neutralización Una solución de ácido clorhídrico, HCl, se añade a la cantidad exacta de una solución de hidróxido de sodio, NaOH, que es una base para que reaccione con el ácido. El papel tornasol indica que la solución de sal que se forma no es ácida ni básica. NaOH(ac) + HC l → NaCl(ac) + H2O(l)

Para su nomenclatura se sustituye la terminación del ácido por la de -uro. Al final se da el nombre del metal correspondiente, si éste tiene valencia se indica con número romano entre paréntesis. MN NaCl CaS CuBr2 CuBr AlI3 KF

_____________ -uro de... (el nombre del metal correspondiente) Cloruro de sodio Sulfuro de calcio Bromuro de cobre (II) Bromuro de cobre (I) Yoduro de aluminio Fluoruro de potasio

Ejercicio Escribe el nombre de las siguientes sales haloides: MgCl2 _______________________________________________________________


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FeS

_______________________________________________________________

Fe2S3

_______________________________________________________________

AgBr

_______________________________________________________________

CaF2

_______________________________________________________________

HgI

_______________________________________________________________

HgI2

_______________________________________________________________

161 161

Tanto las sales haloides como las oxisales vistas hasta ahora son neutras, ya que en ellas los hidr ógenos del ácido son sustituidos totalmente por el metal de la base. Observa el siguiente ejemplo. H H

SO4 +

NaOH NaOH

→

Na2SO4 Sulfato de sodio (sal neutra)

+

H2O H2O

Sales ácidas No obstante, puede ocurrir que estos hidr ógenos no sean sustituidos totalmente, formándose entonces sales ácidas, que son compuestos cuaternarios. H H H H

SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O Sulfato ácido de sodio (sal ácida)

S

+ KOH

→

KHS

+ H2O

Sulfuro ácido de potasio (sal ácida)

Para nombrar estas sales ácidas, se indica el nombre del radical ácido y en seguida el del metal, como se muestra a continuación. NaHCO3 Mg(HSO4)2 NaH2PO4 Li2HPO4

Carbonato ácido de sodio Sulfato ácido de magnesio Fosfato diácido de sodio Fosfato monoácido de litio

Las sales ácidas también pueden mencionarse indicando el nombr e del anión seguido de hidrógeno y el metal del que se trate. Por ejemplo: NaHCO3


Carbonato de hidrógeno y sodio

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Ejercicio Da el nombre a las siguientes sales ácidas: Al(HCO3)3 ___________________________________________________________ Zn(HS)2

___________________________________________________________

Fe(HSO3)2

___________________________________________________________

CaHPO4

___________________________________________________________

Hidruros El hidrógeno, además de combinarse con elementos no metálicos, también se combina con algunos de los metales más activos. Estos compuestos binarios de hidrógeno con otro elemento, reciben el nombre de hidruros. Los hidruros de los no metales tienen nombres especiales que son más comunes: HCl (ácido clorhídrico), H2O (agua), NH3 (amoniaco), CH4 (metano), etcétera. Las combinaciones metal-hidrógeno llevan el nombre genérico de hidr uro y el específico se forma nombrando el metal de que se trate. LiH NaH CaH2

Hidruro de litio Hidruro de sodio Hidruro de calcio

En estos compuestos, el hidrógeno actúa como monovalente negativo. La siguiente relación resume en forma general las funciones vistas en esta unidad. H M N MO NO O

Hidrógeno Metal No metal Óxido metálico Óxido no metálico Oxígeno

+

O

+ H2O

+ H 2O

Figura 4.8 Secuencia de formación de dos diferentes compuestos.


MNO +

HNO + MN +

H 2O

H 2O

+

Ácido (oxiácido) Sal (oxisal) Ácido (hidrácido) Sal (haloide) Hidruro metálico Hidróxido o base

+ N NO

M MO

MOH

HNO MNO HN MN MH MOH

H + N HN

+ M MH

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163 163

Ejercicio Escribe en las filas vacías el nombre del compuesto y la función a la que pertenece cada fórmula: Nombre

Fórmula

Función

NaCl

Cloruro de sodio

Sal (haloide)

H2SO4

Ácido sulfúrico

Ácido (oxiácido)

KOH

Hidróxido de potasio

Base

CO2

Dióxido de carbono

Óxido no metálico

ZnO

Óxido de zinc

Óxido metálico

Ca3(PO4)2

Fosfato de calcio

Sal (oxisal)

HI

Ácido yodhídrico

Ácido (hidrácido)

Na2CO3 HNO3 NaH SO2 Fe2O3 K2SO4 AlI3 HCl KClO3 CaF2 H3PO4 Cu2O CaH2

A continuación se presenta un resumen genérico de la forma correcta de escribir las fórmulas de diferentes compuestos. Si revisas la formación del clor uro de sodio (NaCl) observarás que un átomo de sodio (Na) se une con un átomo de cloro para formar cloruro de sodio (NaCl) neutro, ya que el Na tiene una carga positiva (+) que se neutraliza con una carga negativa (–) de Cl.


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164


En el caso del clor uro de aluminio (ClAl 3), las tres cargas positivas (+ + +) del aluminio (Al) se neutralizan con las tr es negativas de los tr es cloros, dando como resultado que el AlCl3 sea neutro. En general, las moléculas de cualquier compuesto son neutras, esto es, el número de valencias positivas es igual al número de valencias negativas. El cuadro 4.5 presenta una relación de cationes y aniones comunes. Para facilitar tus estudios posteriores de química, debes memorizar el nombre, la fórmula y la valencia de cada uno. Cuadro 4.5 Relación de cationes y aniones comunes. Cationes Fórmula y valencia

Aniones Nombre

Fórmula y valencia

Na1+

Sodio

K1+

Potasio

NO2

Ag1+

Plata

NO31–

NH4

1+

Nombre

Monovalentes

Monovalentes

Amonio

Cl1–

Cloruro 1–

MnO4

1–

Nitrito Nitrato Permanganato

CN1–

Cianuro

Magnesio

OH1–

Hidróxilo

Ca2+

Calcio

HS1–

Sulfuro ácido

Ba2+

Bario

HSO31–

Sulfito ácido

Zn2+

Zinc

HSO41–

Sulfato ácido

Divalentes Mg2+

HCO3

1–

H2PO41– Trivalentes Al3+

Aluminio

De valencia variable Cu1+

Cobre (I)

Carbonato ácido Fosfato diácido

Divalentes O2–

Óxido

S2–

Sulfuro

SO32– 2–

Sulfito

Cu2+

Cobre (II)

SO4

Hg1+

Mercurio (I)

CO32–

Carbonato

Hg2+

Mercurio (II)

HPO42–

Fosfato monoácido

2–

Fe1+

Hierro (I)

CrO4

Fe2+

Hierro (II)

Cr2O72–

Cr1+

Cromo (I)

Trivalentes

Cr2+

Cromo (II)

PO43–

Sulfato

Cromato Dicromato

Fosfato

En cada fórmula primero se escribe la parte positiva (catión) y luego la parte negativa (anión). Para dar el nombre del compuesto (leer la fórmula), primero se indica el anión y luego el nombre del catión (+).


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165 165

De los ejemplos ya vistos, tenemos: NaCl AlCl3

Cloruro de sodio Cloruro de aluminio

Ahora practiquemos para escribir correctamente algunas fórmulas. Recuerda que el númer o de átomos se indica con un númer o pequeño que se escribe en la par te inferior del símbolo y se llama subíndice. (El subíndice 1 no se escribe.)

+

– Figura 4.9 Catión, anión.

Catión

Anión

Fórmula

Nombre

K1+

Cl1–

KCl

Cloruro de potasio

Ca2+

S2–

CaS

Sulfuro de calcio

AlPO4

Fosfato de aluminio

Al3+

PO4

3–

Cuando el catión y el anión tienen igual número de valencias, se escriben solamente una vez, ya que con eso el número de valencias positivas será igual al de negativas. En la última fórmula (AlPO4), el PO4 debe escribirse completo, pues en él se indica 1 átomo de P y 4 de O que actúan en conjunto como si fueran un solo átomo, es decir, con valencia. Estos iones formados por dos o más átomos reciben el nombre de radicales. En caso de que el catión y el anión tengan número distinto de valencia, un procedimiento sencillo es cr uzar el númer o que indica la v alencia escribiéndolo como subíndice; con esto el número de valencias positivas quedará igual que el de negativas. Te proporcionamos unos ejemplos.

Problemas resueltos

Catión

Anión

Fórmula

Nombre

Na1+

O2–

Na2O

Óxido de sodio

(El número uno que le corresponde al O se sobreentiende). Fe3+

Cl1–

FeCl3

Cloruro de hierro (III)

(Cuando el catión tiene valencia variable, en este caso el Fe, ésta se escribe al final con un número romano). Al3+

S2–

Cu2+

PO43–


Al2S3

Sulfuro de aluminio

Cu3(PO4)2

Fosfato de cobre (II)

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166


(En este último ejemplo, el PO4 como grupo se indica dos veces, por eso se escribe entre paréntesis. Esto debe hacerse con todos los radicales cuando se necesiten dos o más veces en una fórmula).

Ejercicio Escribe la fórmula de los compuestos que se forman con los siguientes iones:

Catión


Anión

Na1+

NO21–

K1+

MnO41–

NH41+

HS1–

Ag1+

HSO41–

Mg2+

H2PO41–

Ca2+

O2–

Ba2+

SO42–

Zn2+

HPO42–

Al3+

Cr2O72–

Cu1+

PO43–

Cu2+

NO31–

Hg1+

OH1–

Hg2+

HSO31–

Fe2+

HCO31–

Fe3+

HSO31–

Fe3+

O2–

Na1+

SO32–

Mg2+

CO32–

Fe3+

Cr2O72–

Cu2+

CN1–

Fórmula

Nombre

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Manos a la obra

167 167

Antiácidos

Cuando consumes grasas o irritantes experimentas un malestar conocido como agruras, éstas son causadas por el exceso de acidez en el estómago o en el esófago. Emplea tu conocimiento de la química de los ácidos para evaluar los efectos de los antiácidos que se usan, en general, para el tratamiento de las agruras. Material • tabletas de antiácidos de tu preferencia • 4 bolsas de plástico • vinagre • agua • indicador de jugo de col

colócalos en capas en un vaso de precipitados, agrega agua y calienta en una parrilla o usando un mechero de Bunsen hasta que el agua adquiera un color púrpura profundo, retira el vaso de precipitados, deja que se enfríe y vacía el líquido indicador de col en otro vaso de precipitados limpio.

2. Marca cada bolsa con el nombre del antiácido que vayas a probar.

3. Agrega 5 mL de vinagre a cada una de las cuatro bolsas, 10 mL de agua y suficiente indicador de jugo de col (entre 30 y 40 gotas) para darles diferente color.

4. Agrega una tableta del antiácido apropiado a cada bolsa, elimina el exceso de aire y ciérrala. Asegúrate de que la tableta del antiácido esté sumergida en la solución de vinagre.

5. Aprieta las tabletas del antiácido para que se rompan en trozos pequeños. Anota tus observaciones. Cuando hayan terminado las reacciones o hayan disminuido notablemente, observa y anota el color y los valores aproximados del pH de las soluciones. Consulta la siguiente tabla de colores de pH. Color del indicador rojo brillante rojo rojo púrpura púrpura azul verde verde amarillo

pH relativo ácido fuerte ácido moderado ácido debil neutro base débil base moderada base fuerte

1. Describe las diferentes formas en que los antiácidos reaccionaron con el vinagre. Infiere cuál de los antiácidos contiene carbonatos. Explica tu respuesta. Procedimiento

1. Para obtener el jugo de col consigue una col morada en el mercado, corta una hoja en trozos pequeños y


2. ¿Qué antiácidos formaron la solución final más básica? Explica esta respuesta de acuerdo a como funcionan los antiácidos.

4/20/12 1:42:58 PM

168


Lectura

¿Cómo se inflan las bolsas de aire? Los autosmóviles recientes contienen unas bolsas de aire para proteger al chofer y al copiloto en el momento de un accidente. Si pensabas que dichas bolsas se inflaban por alguna fuente de gas comprimido, esto no es así. Las bolsas se inflan de los productos provenientes de la reacción química de descomposición de la azida de sodio, NaN3. En circunstancias normales, la azida es una molécula muy estable, pero si se calienta se rompe, como lo indica la siguiente reacción: 2NaN3 → 2Na + 3N2

El segundo producto de la reacción es nitrógeno gaseoso, componente importante del aire que respiramos. Para que una bolsa de aire se infle se necesitan aproximadamente 130 g de azida de sodio, 67 litros de nitrógeno gaseoso. Ahora ya sabes cómo se inflan las bolsas de aire y que una reacción química es suficiente para salvar la vida de muchas personas. Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Castells, Química, México, McGraw-Hill Interamericana, 2004, p. 34.

Palabras clave Ácido fuerte, 158 Ácidos, 155 Anhídridos, 152 Base fuerte, 158 Compuestos binarios, 148 Compuestos cuaternarios, 161 Compuestos ternarios, 154 Fórmula, 144-145 Fórmula condensada, 146

Fórmula desarrollada o estructural, 146 Fórmula empírica, 145 Fórmula molecular, 145 Función química, 147 Grupo funcional, 147 Hidrácidos, 158 Hidróxidos, 154 Hidruros, 162

Nomenclatura, 149 Notación, 149 Oxiácidos, 155 Óxidos ácidos, 152 Óxidos básicos, 148 Oxisales, 158 Sal haloide, 160 Sales ácidas, 161

Lo que aprendí 1. Escribe a qué se refiere cada enunciado. Representan a las sustancias químicas ___________________________________________________________________________________ Átomo o grupo de átomos que caracterizan a un grupo de sustancias que les confiere propiedades análogas ___________________________________________________________________________________ Se forman mediante la unión química de un metal con hidrógeno ___________________________________________________________________________________ Elementos que se unen para formar un anhídrido ___________________________________________________________________________________


4/20/12 1:42:59 PM

Lo que aprendí

169 169

Especie molecular o iónica que es un aceptor de protones ___________________________________________________________________________________ Se caracterizan por contener en su molécula el ion H+ ___________________________________________________________________________________ Resultan de la combinación del hidrógeno con un no metal ___________________________________________________________________________________ Elementos que se combinan para formar un óxido básico ___________________________________________________________________________________ Productos de la reacción de neutralización ___________________________________________________________________________________ Contienen en su molécula metal, no metal y oxígeno ___________________________________________________________________________________

2. Completa la siguiente tabla con las fórmulas correctas para cada compuesto. Observa los ejemplos.

O2–

Cl1–

2–

SO4

3–

PO4

OH1–

1–

NO3

2–

CO3

Ca2+

Al3+

AlCl3

Li1+

Cu1+

Cu2+


Cu(OH)2

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170


3. Escribe a la derecha de cada fórmula el nombre del compuesto y la función a la que pertenece. Nombre MgO

Función

Óxido de magnesio

Óxido metálico o básico

Cloruro de sodio (II)

Sal haloide

KH BeCrO4 Zn3(PO4)2 KOH NH4Br NaNO2 Al(ClO4)3 HCl HClO HNO2 NO2 CuCl2 KMnO4 Co(NO3)3 KHCO3 FeSO3 HNO3 CO H2SO4


4/20/12 1:43:00 PM

Lo que aprendí

171 171

4. Escribe la fórmula correcta de los siguientes compuestos. Carbonato de calcio

____________________________________________________________

Cloruro de cobalto (II)

____________________________________________________________

Hidróxido de sodio

____________________________________________________________

Cianuro de litio

____________________________________________________________

Permanganato de sodio ____________________________________________________________ Fluoruro de estaño (II) ____________________________________________________________ Dicromato de potasio

____________________________________________________________

Nitrito de bario

____________________________________________________________

Óxido de hierro (III)

____________________________________________________________

Hipoclorito de calcio

____________________________________________________________


4/20/12 1:43:00 PM

Unidad 5

Reacciones químicas

Al comprender los cambios químicos que ocurren de forma artificial o natural nos lleva a apreciar la importancia de la química en nuestra vida diaria, sus beneficios y también los riesgos que conlleva.

Contenido ¿Cuánto sabes? 5.1 Lectura

Reacciones químicas Consumismo y desarrollo sostenible

Manos a la obra


Manos a la obra

Acción de las enzimas

Lectura 5.2 Lectura Manos a la obra Lectura Actividades


¿Envejecemos por oxidación? Balanceo de ecuaciones químicas El lanzamiento del transbordador espacial Tipos de reacciones químicas Fertilizantes producidos por los rayos solares Lo que aprendí

4/20/12 1:49:10 PM

Objetivo de la unidad El estudiante caracterizará los cambios químicos a partir de su identificación, representación y cuantificación, así como algunos factores que los determinan y el uso del lenguaje de la disciplina con una postura crítica y responsable ante su aplicación y repercusión en el ambiente y la sociedad.


4/20/12 1:49:17 PM

¿Cuánto sabes?

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

¿Qué es un fenómeno químico? Define lo que es una ecuación matemática. ¿Qué entiendes por adición? Cuando sustituyes algo, ¿qué acción estás realizando? Cuando pones un automóvil en reversa, ¿hacia dónde se mueve? ¿Qué entiendes por velocidad? Considera una balanza de dos platillos. ¿Cuándo se encuentra balanceada? 8. El oxígeno tiene su último nivel energético 6e–. ¿Cómo alcanza su configuración estable? 9. Una molécula de un compuesto es neutra. ¿Qué significa esto? 10. En tus palabras escribe la ley de la conservación de la masa.

Introducción Sabemos que la química trata fundamentalmente de los cambios que sufre la materia en su estructura íntima, esto es, la transformación de una o más sustancias en otra u otras con características totalmente diferentes. Como ejemplos podemos citar el crecimiento de las plantas, la o xidación del hierro, el teñido del cabello, la combustión del gas natural, la pr oducción de nailon, entre otras sustancias que se emplean para elaborar camisas, chamarras, trajes de baño y más pr endas de vestir; la descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno mediante la corriente eléctrica, la fermentación del jugo de uva para elaborar vino, el efecto de los fertilizantes, el uso de medicamentos para preservar nuestra salud. Estos ejemplos son sólo algunos de los cambios químicos que nos afectan. En esta unidad estudiar emos los cambios químicos o r eacciones que son par te fundamental de la química.

¿Sabías que...? Una reacción química ocurre cuando: • Se produce algún cambio de color. • Se forma una sustancia insoluble. • Se forman burbujas. • Se produce calor, flama o ambos, o se absorbe calor.


5.1 Reacciones químicas La materia es susceptible de sufrir cambios, a los cuales se les llama fenómenos. Si el cambio que sufre la materia no altera su estructura íntima, es decir, su composición química, se le llama cambio ofenómeno físico. Por ejemplo, la evaporación del agua o la solidificación, doblar un alambr e de cobr e, triturar una r oca, entre otras. Si el cambio altera la estr uctura íntima de la materia, lógicamente cambiará su composición química y se pr oducirán nuevas sustancias. A este cambio se le llama fenómeno químico. Por ejemplo, la quema de un tr ozo de papel, la o xidación del hierro, etcétera. Los cambios químicos también reciben el nombre de reacciones químicas.

4/20/12 1:49:24 PM

5.1 Reacciones químicas

175 175

Mapa conceptual 5.1


Velocidad

que se clasifican por

Forma y tiempo son los

Cambios químicos

Inmediatas

Provocadas

Lentas

Instantáneas

depende de representados por Sí desprenden calor

Exotérmicas

Sí absorben calor

Endotérmicas

Ecuaciones químicas

Naturaleza de los reactivos

que tienen

Por la cantidad de reactivos

Temperatura Primer miembro

Segundo miembro

Concentración

Ilimitadas

Limitadas

que contienen los

Catalizadores

Reactivos

Adición


Por cambios en la estructura molecular

Productos

Análisis

Sustitución simple

Doble sustitución

Iónicas

Reversibles

4/20/12 1:49:24 PM

176

Unidad 5 Reacciones quimicas

Lectura

Consumismo y desarrollo sostenible El ser humano consume productos para satisfacer sus necesidades fundamentales. El consumismo es la utilización de estos productos en forma exagerada y superflua; no obstante, es la base de la economía de países altamente industrializados con las consiguientes consecuencias en los menos desarrollados, como los efectos negativos del desarrollo económico, la contaminación, la degradación de los suelos y la desertización. En la actualidad es preocupante la desigual distribución de la riqueza y el bienestar. Por lo anterior, existe un marcado interés en el desarrollo sostenible, término aplicado al desarrollo económico y social que permite hacer frente a las necesidades del presente sin poner en peligro la capacidad de futuras generaciones para satisfacer sus propias necesidades. Durante las décadas de los setenta y ochenta del siglo pasado empezó a quedar cada vez más claro que los recursos naturales estaban destruyéndose en nombre del "desarrollo". Se estaban produciendo cambios imprevistos en la atmósfera, los suelos, las aguas, entre las plantas y los animales, y en las relaciones entre todos ellos. Fue necesario reconocer que la velocidad del cambio era tal que superaba la capacidad científica e institucional para invertir el sentido de sus causas y efectos. Estos grandes problemas ambientales incluyen:

1. El calentamiento global de la atmósfera (el efecto inver-

2.

3. 4.

5.

6.

nadero), debido a la emisión, por parte de la industria y la agricultura, de gases (sobre todo dióxido de carbono, metano, óxido nitroso y clorofluorocarbonos) que absorben la radiación de onda larga reflejada por la superficie de la Tierra. El agotamiento de la capa de ozono de la estratosfera por la acción de productos químicos basados en el cloro y el bromo, destruyendo así el escudo protector del planeta que permite una mayor penetración de rayos ultravioleta hasta su superficie. La creciente contaminación del agua y los suelos por las descargas de residuos industriales y agrícolas. El agotamiento de la cubierta forestal (deforestación), en especial en los trópicos, por la explotación para leña y la expansión de la agricultura. La pérdida de especies, tanto silvestres como domésticas, de plantas y animales por destrucción de hábitats naturales, la especialización agrícola y la creciente presión a la que se ven sometidas las pesquerías. La degradación del suelo en los hábitats agrícolas y naturales incluyendo la erosión, el encharcamiento y la salinización, que produce con el tiempo la pérdida de la capacidad productiva del suelo.

Figura 5.1 a) Fenómeno físico. b) Fenómeno químico. a)


b)

4/20/12 1:49:25 PM


177 177

Definición La reacción química se define como la transformación de una o más sustancias en otra u otras distintas. Veamos algunos ejemplos en la siguiente sección. Manos a la obra


Material • • • •

cucharilla de combustión mechero pinzas tubo de ensayo

S O

O SO2

Sustancias • azufre en polvo • ácido clorhídrico • zinc Procedimiento

1. Con una cucharilla de combustión toma un poco de azufre en polvo y acércala a la llama del mechero para quemarlo totalmente. Azufre ardiendo

¿El azufre permanece igual? ______________________________________ ______________________________________ ¿Se ha transformado en otra sustancia distinta? ______________________________________ ______________________________________ ¿Cuál componente del aire permite la combustión del azufre? ______________________________________ ______________________________________ Ahora, analicemos la estructura íntima (molecular) de las sustancias relacionadas. Cuando las dos sustancias reaccionaron se formó dióxido de azufre (SO2), que es el gas de olor desagradable que se desprendió y cuya estructura molecular es:


Al ocurrir la reacción puedes observar que dos sustancias se han transformado en otra con una estructura molecular propia.

2. Con unas pinzas toma una cinta de magnesio de 5 cm de longitud y quémala en el mechero. ¿Qué aspecto tiene la sustancia que se formó? _______________________________________ _______________________________________ ¿Es magnesio? _______________________________________ _______________________________________

4/20/12 1:49:26 PM

178


¿Cuál componente del aire reaccionó con el magnesio para formar el polvo blanco?

Mg2+ MgO

______________________________________

Molécula de óxido de magnesio

______________________________________ Por lo tanto, las sustancias que reaccionaron son el magnesio y el; ______________________ la sustancia producida recibe el nombre de ______________________________________

¿Se alteró la estructura íntima de dos sustancias para formar una tercera? ______________________________________ ______________________________________

______________________________________

3. Ahora hagamos reaccionar unos 3 mL de ácido clorhídrico con dos granallas de zinc. Al reaccionar el ácido clorhídrico con el zinc, ¿qué gas se obtiene?

ma

gn

esi

o

______________________________________ ______________________________________ Bien, además del hidrógeno se obtiene cloruro de zinc (ZnCl2). La estructura molecular de las sustancias que reaccionan es la siguiente:

Ácido clorhídrico

Veamos la estructura molecular de las sustancias que intervinieron en la reacción anterior.

Zinc

Mg Molécula de magnesio

HCl Molécula de ácido clorhídrico

O2 Molécula de oxígeno O


2-

ZnCl2 Molécula de zinc

4/20/12 1:49:27 PM


La estructura molecular de las sustancias que se producen podría representarse de la siguiente manera:

179 179

No todas las reacciones químicas se llevan a cabo de la misma manera, ya que influyen el estado de agregación molecular, las acciones mecánicas y los agentes físicos, eléctricos y catalíticos.

Cloruro de zinc

Hidrógeno

ZnCl2

H2

Tipos de reacciones Por la forma y el tiempo de producirse, las reacciones se clasifican en: • Inmediatas o espontáneas Se producen sin la inter vención de energía externa. Para que se efectúen basta poner en contacto las sustancias; por ejemplo, laeacción r entre el sodio y el agua. • Provocadas Cuando se inician como consecuencia de la acción de un agente externo; por ejemplo, para pr oducir la reacción entre el hidrógeno y el oxígeno es necesaria la influencia de una flama. • Instantáneas Si se producen en tiempo muy breve; por ejemplo, la combinación del oxígeno e hidrógeno por la acción de una chispa eléctrica. • Lentas Requieren de un tiempo más o menos largo; por ejemplo, la o xidación del hierro. Por la cantidad de r eactivos, se pueden clasificar de otra forma. U na reacción es total o ilimitada si se lleva a cabo de un modo completo, es decir, que al finalizar no queden restos visibles de los compuestos o elementos que r eaccionaron; pero, si la reacción termina antes de que se haya transformado la totalidad de alguno de los reactivos se denominará limitada.

Representación mediante ecuaciones Para representar las reacciones químicas en forma abreviada y simbólica, empleamos las expresiones ecuaciones químicas.

Partes de una ecuación En una ecuación las sustancias que se v an a transformar en otras distintas se llaman reactivos y las que resultan, productos.


4/20/12 1:49:28 PM

180


Terminología de las ecuaciones químicas Una ecuación matemática tiene dos miembros separados por el signo = (igual a), el de la izquierda es el primer miembr o y el segundo es el de la der echa. La ecuación química también consta de dos miembros, pero el signo = se sustituye por una flecha que indica el sentido de la reacción (→) que significa “reaccionan y producen”. En química, el primer miembro no es igual al segundo en calidad, ya que las sustancias se transforman en otras distintas, pero se le sigue llamando ecuación debido a que sí existe una igualdad en la cantidad de materia, también se conser va la carga y la energía; es decir, la cantidad de materia, pues en toda reacción química se cumple la ley de la conser vación de la masa que establece: la cantidad total de masa que entra en una reacción química (reactivos) es igual a la que resulta (productos).

Metano CH4

Oxígeno + O2

Dióxido de carbono CO2 +

→

Reactivos

Agua H2O

Productos

En el primer miembro de la ecuación química se escriben las fórmulas de los reactivos y en el segundo las de los pr oductos. Si existen dos o más sustancias en cada miembro, sus fórmulas se separan con el signo + (más). Veamos un ejemplo. Reacción química: Azufre (S) más oxígeno (O2) reaccionan y producen dióxido de azufre (SO2). Ecuación que representa esta reacción: S + O2 (S + O2) (SO2)

→

SO2

Primer miembro Segundo miembro

Si en la reacción química se producen una o más sustancias gaseosas menos densas que el aire, a la derecha de la fórmula que r epresenta la sustancia se escribe una pequeña flecha vertical hacia arriba (↑). Observa el ejemplo. Zn + 2HCl2 → ZnCl2 + H2 ↑ Si en lugar de ser gaseoso el pr oducto es sólido y pr ecipita, por no ser soluble en el medio en que se forma, a la derecha de su fórmula se pone una flecha hacia abajo (↓). NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl ↓ La palabra y su raíz síntesis (Griego) syn junto, tithanai colocar. Una reacción de síntesis implica juntar elementos o compuestos para formar otro compuesto.


Clasificación general de las reacciones químicas La clasificación hasta ahora vista toma en cuenta la forma, el tiempo y la cantidad de reactivos pero, más estrictamente y considerando los cambios en la estr uctura molecular, todas las reacciones químicas pueden clasificarse en los siguientes tipos.

4/20/12 1:49:29 PM


181 181

Adición Unión de dos o más elementos o compuestos sencillos para formar un único compuesto. Se les llama también r eacciones de síntesis o combinación dir ecta. Te presentamos los siguientes ejemplos. Fe 2H2 CaO H2O

+ S + O2 + H2O + SO3

→ FeS → 2H2O → Ca(OH)2 → H2SO4

m

+ Dos moléculas de hidrógeno

+

Una molécula de oxígeno

Dos moléculas de agua

2H2

+

O2

2H2O

Figura 5.2 Tres formas para representar la combustión del hidrógeno De acuerdo con la ley de la conservación de la masa, el número de cada tipo de átomos debe ser el mismo en ambos lados de la ecuación.

Análisis Formación de dos o más sustancias, elementales o no, a partir de un solo compuesto. Este tipo de reacción es inverso al de síntesis o adición. A estas reacciones también se les llama de descomposición. CaCO3 → CaO 2KClO3 → 2KCl 2H2O → 2H2

+ CO2 + 3O2 + O2

Figura 5.3 Una reacción de descomposición Cuando el nitrato de amonio se calienta a temperatura elevada, se degrada explosivamente en monóxido de dinitrógeno y agua. La reacción de descomposición que se lleva a cabo está representada por la ecuación balanceada que muestra un reactivo y más de un producto NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O(g).


4/20/12 1:49:29 PM

182


Sustitución simple Reacciones que ocurren cuando un átomo o grupo de átomos sustituyen o reemplazan a otros átomos diferentes que forman la molécula de un compuesto; también se les llama de desplazamiento.

e–

Fe + Zn + Fe +

CuSO4 H2SO4 2HCl

H+

Cl–

Zn –

e

Metal Zn

La palabra y su raíz metátesis (Griego) meta, ticemi, trasponer. En química significa intercambio de elementos entre dos compuestos.

H+

Cl–

Disolución de HCI

→ → →

l

FeSO4 + H2 + FeCl2 +

Cu ZnSO4 H2

Cl–

H

+

Zn

2+

Cl–

H

Molécula H2

Disolución de ZnCl2

Doble sustitución También se les llama de doble desplazamiento, transposición o metátesis. Este tipo de reacciones ocurre entre dos compuestos con intercambio de elementos para formar dos nuevos compuestos. AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl ↓ CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaCl

Figura 5.4 Doble desplazamiento Cuando se mezclan soluciones acuosas transparentes de nitrato de plomo (II) y yoduro de potasio, se lleva a cabo una reacción de doble desplazamiento y en la mezcla aparece un sólido amarillo. Este sólido es yoduro de plomo (II) y precipita porque es insoluble en agua, a diferencia de los dos reactivos y el otro producto Pb(NO3)2(ac) + 2KI(ac) → PbI2(s) + 2KNO3(ac).

Iónicas Las reacciones de doble desplazamiento vistas en el párrafo anterior con fr ecuencia ocurren en una disolución acuosa, en especial como compuestos iónicos.


4/20/12 1:49:29 PM


183 183

De la ecuación de doble sustitución AgNO3 + NaCl → NaNO3 + AgCl ↓ La ecuación iónica sería: [Ag+ + NO–3] + [Na+ + Cl–1] → [Na+ + NO3– + AgCl ↓] ac ac y la ecuación iónica simple: Ag+ + Cl– → AgCl Así pues, las reacciones iónicas son reacciones en las que intervienen iones.

Reversibles Estas sustancias r esultantes (productos) reaccionan entre sí para formar las sustancias originales (reactivos), como se observa en los siguientes ejemplos. CaCO3 2SO2 + O2

→ ← CaO + CO2 → ← 2SO3

Reacciones termoquímicas En general, las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones que sólo se r efieren a la transformación de las sustancias, pero no indican el cambio de energía que tiene lugar en ellas. N o obstante, si en estas ecuaciones se indica, en el segundo miembro, el calor producido o absorbido, reciben el nombre de ecuaciones termoquímicas, las cuales r epresentan reacciones que absorben o emiten calor.

Elementos de termoquímica El calor puede incluirse como reactivo o como producto en las ecuaciones termoquímicas. Ahora bien, cuando un sistema absorbe calor , parte de esa energía puede emplearse para producir un trabajo, por ejemplo elev ar un peso, aumentar el v olumen y accionar una batería. La otra parte de la energía se almacena dentro del propio sistema como energía de los movimientos internos e interacción entre átomos y moléculas. A esta energía almacenada se le denomina energía interna.

Entalpía La entalpía es una magnitud que se relaciona de manera estrecha con la energía interna y se define así: el incr emento de entalpía de cualquier sistema que sufr e un


Figura 5.5 Recarga reversible Cuando la batería de un automóvil libera energía mientras el automóvil no está en marcha, la reacción de abajo se dirige hacia la derecha. Si dejas las luces encendidas y tienes que recargar la batería con un empujón, la reacción se dirige hacia la izquierda mientras el motor del automóvil esté en marcha Pb(s) + PbO2(s) + 2H2SO4(ac) ← → 2PbSO4(s) + 2H2O(l) + energía

4/20/12 1:49:30 PM

184


cambio a presión y temperatura constantes es igual al calor absorbido o emitido en el proceso. La entalpía o calor interno se representa con la letra H. La ecuación termoquímica que representa la reacción entre el metano (CH4) y el oxígeno (O2) puede escribirse de dos formas: CH4(g) + O2 → CO2(g) + 2H2O(l) + 213 kcal o CH4(g) + O2 → CO2(g) + 2H2O(l) + ∆H ∆H = –213 kcal La notación H designa la variación de la entalpía. La letra delta (∆) simboliza en matemáticas la diferencia entre el estado final y el inicial. En las reacciones exotérmicas el estado final tiene menos entalpía que el estado inicial, por lo que el valor de ∆H es negativo. La reacción pierde calor. C(g) + O2(g) → CO2(g) H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

∆H = –94.385 kcal ∆H = –44.2 kcal

En cambio, en las reacciones endotérmicas el valor de ∆H es positivo. La reacción absorbe calor. CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) H2(g) + I2(s) → 2HI(g)

∆H = 42.5 kcal ∆H = 12.4 kcal

Ley de la suma constante de calor de Hess Una ley importante en termoquímica es la ley de Hess, llamada también ley de la suma constante de calor o ley del estado inicial y final que dice: el calor que interviene en una reacción química es el mismo si la reacción ocurre directamente en una sola etapa o indirectamente en varias etapas. De manera directa: 2NaOH(s) + H2SO4(l) → Na2SO4(ac) + 2H2O(l)

–31.4 kcal

De manera indirecta: NaOH(s) + H2SO4(l) → NaHSO4(ac) + H2O(l) NaOH(s) + NaHSO4(ac) → Na2SO4(s) + H2O(l) Total

–14.75 kcal –16.65 kcal –31.4 kcal

Como se observa, en la formación del sulfato de sodio (N a2SO4) se desprenden 31.4 kcal (∆H = –31.4 kcal), ya sea en una etapa o en dos. La cantidad de calor desprendido en la formación del óxido de bario (BaO) es la misma al obtenerlo dir ecta o indirectamente con formación de per óxido de bario (BaO2)·


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185 185

De manera directa: Ba(s) + ½O2(g) → BaO(s)

∆H = 133.4 kcal

De manera indirecta: ∆H = 152 kcal Ba(s) + O2(g) → BaO2(s) BaO2(s) → BaO(s) + ½O2(g) ∆H = 18.6 kcal Total (–152 kcal) + (18.6 kcal) = ∆H = –133.4 kcal Los siguientes principios se derivan de la ley de Hess y tienen gran aplicación en química. • Si en una reacción se desprenden x calorías, el mismo número de éstas se absorberá en la reacción inversa. Observa el ejemplo: NH3 + HCl NH4Cl

→ →

NH4Cl NH3 + HCl

+ –

41.9 kcal 41.9 kcal

• La cantidad x de calorías que se desprenden en una reacción es igual a la diferencia entre el número x2 de calorías de formación de todos los pr oductos y el número x1 de calorías de formación de todos los r eactivos. El calor de formación de los cuerpos simples o elementos en estado natural es 0. Encontremos el número de calorías que se desprenden en la siguiente reacción. MgCl2 + 2Na → 2NaCl + Mg + x kcal El calor de formación del cloruro de magnesio (MgCl 2) es igual a 151 kcal (x l = 151 kcal), y el calor de formación del clor uro de sodio (NaCl) es igual a 195.4 kcal (x2 = 2 × 195.4 kcal = 390.8 kcal). x = x2 – x1 x = –390.8 kcal – 151 kcal = –239.8 kcal entonces MgCl2 + 2Na → 2NaCl + Mg – 239.8 kcal Es posible calcular el calor de formación de una sustancia que inter viene o una reacción si se sabe cuánto calor se desprende en la reacción y se conoce el calor de formación del resto de las sustancias que intervienen. • Si se conoce el calor que se desprende en una reacción y el calor de formación de todas las sustancias que en ella inter vienen, menos el de una, es posible calcular este último:


4/20/12 1:49:31 PM

186


CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O Calor que se desprende de la reacción: Calor de formación del CO2: Calor de formación del H2O:

–230.059 x = –230.059 –94.385 –68.387 × 2

kcal kcal kcal kcal

entonces: x2 = –94.385 kcal + 136.774 kcal = –231.159 x = x2 – x1 luego

x1 = x2 – x x1 = –231.159 kcal + 230.059 kcal = –1.1 kcal

El calor de formación CH4 es –1.1 kcal

Cuadro 5.1 Calor de formación de kcal a 25°C*. Sustancia Al2O3(s)

–400.5

CuSO4(s)

B2O3(s)

+304.20

Fe2+

Br(g) C(diamante)

(ac)

+184.3

KClO4(s)

+102.8

+21.0

LiAlH4(s)

+24

–26.73

Fe2O3(s)

+197.3

LiBH4(s)

+45

–0.45

FeS(s)

+22.8

Li2O(s)

–143.1

0.0

N2H4(l)

–12.10

+8.70

NO(g)

–21.45

CF4(g)

+221

H+(ac)

CH3OH(g)

+47.96

HBr(g)+

CH9OH20(l)

+65.85

HC1(g)

+22.6

NO2(g)

–8.60

(CH3)2N2H2(l)

–13.3

HF(g)

+64.8

N2O4(g)

–2.19

–8.8

HI(g)

N2O4(l)

+4.66

C(NO2)4(l) CO(g)

+26.42

–6.30

HNO3(l)

+41.60

O3(g)

–34.1 +54.97

CO2(Gs)

–94.05

H2O(g.)

+57.80

OH–

CaC2(s)

+14.2

H2O(l)

+68.32

PCl3(l)

+76.04

CaO(s)

+151.6

H2O2(l)

+44.88

PCl3(g)

+68.6

Ca(OH)2(s)

+235.71

H2S2(g)

+4.93

PCl5(g)

+89.6

CaCO3(s)

+288.4

H2S(sin disociar)

+9.5

POCl3(g)

–14.92

SO2(g)

–70.94

+104.37

SO3(g)

+94.58

+93.5

Zn2+

+36.78

ClF3(l)

+45.3

I2(g)

Cl–(ac)

+39.93

KCl(s)

Cu2+

(ac)

–15.4

KClO3(s)

(ac)

(ac)

+133.48

* Jerome Rosemberg, Química general, 6a. ed., McGraw-Hill, Interamericana Editores, p. 79.


4/20/12 1:49:31 PM


187 187

Velocidad de reacción, definición y factores que la afectan Podemos definir la velocidad de reacción como la cantidad de sustancia reaccionante (reactivo) que se transforma (o desaparece) o la cantidad de producto obtenido, en la unidad de tiempo. De manera experimental se ha demostrado que los factores que afectan la velocidad de una reacción son la naturaleza de los reactivos, la temperatura, la concentración de los reactivos y los catalizadores.

O N

O N

O N

O N

Br

Br

Br

Br

a)

b)

O N

O N

Br

O N

Br

Br

c)

Naturaleza de los reactivos En forma general podemos decir que las r eacciones iónicas son muy rápidas o casi instantáneas. Ejemplo: AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3 En cambio, la v elocidad de las reacciones donde intervienen sustancias moleculares (covalentes) son muy v ariadas. Por ejemplo, la combustión de la gasolina es rapidísima; lo mismo ocurre con la reacción de hidrógeno (H) con flúor (F), según la siguiente ecuación:

O N

Br

d) Figura 5.6 Visualización de la reacción 2BrNO(g) → 2NO(g) + Br2(g). a) Dos moléculas de BrNO se aproximan entre sí a alta velocidad. b) Se efectúa la colisión. c) La energía de la colisión provoca que los enlaces Br—N se rompan y permite que se forme el enlace Br—Br. d) Productos: una molécula de Br2 y dos moléculas de NO.

H2 + F2 → 2HF En cambio, la del hidrógeno (H) con yodo (I):

es muy lenta a temperatura or dinaria. En resumen, las estructuras atómicas y moleculares de las sustancias, así como la fuer za de los enlaces químicos influyen en la velocidad de la reacción.

Temperatura De manera empírica se aprecia que al aumentar la temperatura incrementa la velocidad de cualquier reacción. Una mezcla de hidr ógeno (H) y o xígeno (O) para formar agua (H 2O), puede permanecer sin sufrir alteración alguna durante mucho tiempo pero, a elevadas temperaturas, estos gases reaccionan en forma explosiva. Puede establecerse que por cada 10°C de aumento en la temperatura, la velocidad de reacción se duplica y en algunos casos hasta se triplica.


Velocidad de la reacción

H2 + I2 → 2HI

Temperatura Figura 5.7 Aumento de la velocidad de reacción con la temperatura.

4/20/12 1:49:31 PM

188


Al aumentar la temperatura incr ementa la v elocidad de las par tículas (iones o moléculas) de los reactivos y en consecuencia el número de choques entre ellas. Podría creerse que este aumento incrementaría la velocidad de reacción, pero no todos los choques entre las partículas de los r eactivos originan nuevas sustancias, ya que sólo las colisiones entre partículas de alta energía son las causantes de la formación de los productos. A este exceso de energía que poseen las par tículas para reaccionar se le llama energía de activación y el paso de los r eactivos a productos se verifica a través de un estado intermedio de alta energía denominado complejo activado.

Concentración de los reactivos La velocidad de una reacción aumenta con la concentración de los reactivos, ya que la cantidad de reactivo que se transforma dependerá del mayor o menor número de choques. Éste será doble si se duplica la concentración de uno de los eactivos, r y se cuadruplica al duplicarse la concentración de dos eractivos. Se ha observado que la combustión E1 = energía de las sustancias reaccionantes

E2 = energía de los productos de la reacción

Figura 5.8 Esquema del mecanismo de reacción.

Figura 5.9 Efecto de la temperatura sobre la velocidad de reacción Añadir calor a los reactivos ayuda a romper enlaces y se incrementa la velocidad con la que se mueven los átomos y las moléculas. Mientras más rápido se muevan, mayor será la probabilidad de que choquen y reaccionen. Al disminuir el calor, las reacciones se hacen más lentas. Es por eso que congelar los alimentos sirve para evitar que se descompongan pronto.


E3 = energía del complejo activado

de una astilla de madera ocurr e con cierta velocidad en el aire (20% de O2), pero ésta se intensificará gradualmente si la combustión ocurre en presencia de oxígeno puro. Lo mismo pasa en la reacción del hierro (Fe) o zinc (Zn) con un ácido; se vuelve más intensa si la concentración del ácido aumenta. El efecto de la concentración de los reactivos sobre la velocidad de una r eacción está indicado por la ley de acción de masas, formulada por Guldberg y Waage en 1867, la cual establece que la v elocidad de reacciones directamente proporcional al pr oducto de las concentraciones de los r eactivos. Cada concentración se eleva a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la reacción. Para representar simbólicamente la concentración de una sustancia en moles/litro se emplean corchetes [ ]. Así, por ejemplo, y de acuerdo con la ley de acción de masas, la velocidad de la reacción (v). A+B→C+D se indica v = K[A] [B] donde K es la constante de v elocidad de la reacción de A con B a una temperatura determinada. La velocidad de reacción de la reacción 2A + 3B → A2B3

4/20/12 1:49:32 PM


189 189

será v = K[A]2 [B]3 y la reacción de H2 + I2 → 2HI v = K[H2] [I2] Figura 5.10 Concentración y velocidad de reacción Si añadimos más “coches chocones” aumenta la posibilidad de que haya un choque. Si quitamos algunos de éstos se reduce la probabilidad de que dos coches se encuentren. Mientras más partículas se añadan a una mezcla de reacción, mayor oportunidad tendrán de chocar y reaccionar.

Catalizadores

¿Sabías que...?

La velocidad de una r eacción también puede modificarse mediante la pr esencia de catalizadores. Un catalizador es una sustancia que está pr esente en la masa r eaccionante, que no sufre modificación alguna, únicamente acelera o retarda la velocidad de la reacción. El proceso donde interviene un catalizador recibe el nombre de catálisis. Es común que en los laboratorios escolares se obtenga oxígeno (O2) a través de la descomposición, mediante el calentamiento del clorato de potasio (K ClO3) según la reacción.

Las enzimas son catalizadores biológicos. Un ejemplo es el proceso de la levadura en el horneado del pan.

2KClO3 → 2KCl + 3O2 Sin el catalizador la reacción ocurre lentamente, pero se acelera cuando al clorato de potasio (KClO3) se le agrega un poco de dióxido de manganeso (MnO2), por lo que se le llama catalizador positivo; en contraste, un catalizador negativo es aquel que retarda o disminuye la velocidad de una reacción. También se podría considerar el estado de división de los r eactivos como otr o factor que influye en el tiempo de reacción, ya que como vimos, la velocidad de reacción es proporcional a la superficie de contacto entre los reactivos. Si algún reactivo es sólido, mientras más dividido se encuentre la reacción será más rápida.

Manos a la obra

Acción de las enzimas

La gelatina preparada con piña fresca no se endurece bien, pero sí la que se hace con piña de lata. Para que compruebes lo anterior, realiza en tu casa esta actividad. Investiga por qué ocurre lo anterior.


(La piña fresca contiene enzimas activas, del tipo de las proteasas, que degradan las moléculas de proteína de la gelatina. La piña enlatada se ha calentado, y como las enzimas son sensibles al calor, las proteasas de la fruta enlatada no son activas.)

4/20/12 1:49:33 PM

190


Lectura

¿Envejecemos por oxidación? ¿Por qué envejecemos? La verdad nadie la sabe. Pero es una realidad que el cuerpo se va desgastando con los años, sobre todo, después de los 70 u 80 años. Por la complejidad del cuerpo humano es muy difícil señalar la causa o las causas del envejecimiento. Muchos científicos creen que la oxidación desempeña un papel importante en el envejecimiento de las personas. El oxígeno es esencial para la vida, eso lo sabemos todos, pero también en exceso ocasiona efectos nocivos. Las moléculas de oxígeno y otras sustancias oxidantes del cuerpo humano extraen electrones únicos de moléculas de gran tamaño que constituyen las membranas celulares (paredes), ocasionando así que éstas se hagan muy reactivas. De hecho, estas moléculas activadas pueden reaccionar unas con otras modificando las propiedades de la membrana celular. Si se acumulan suficientes cambios de este tipo el sistema inmune del cuerpo llega a considerar las células modificadas como "extrañas" y las destruye. Esta acción es particularmente dañina para el organismo cuando las células afectadas son irremplazables, como ocurre con las células nerviosas. Científicos estadounidenses han examinado el envejecimiento de la mosca casera común. Sus investigaciones indican que los daños acumulados por oxidación se relacionan tanto con la vitalidad de la mosca como con su expectativa de vida. Un estudio demostró que las moscas a las que se obligó a llevar una vida sedentaria (no se les permitía volar), presentaron

una cantidad mucho menor de daños por oxidación (debido a su consumo más bajo de oxígeno) y vivieron el doble que aquellas moscas con actividad normal. Los conocimientos acumulados en varios estudios indican que la oxidación tal vez constituya una de las principales causas del envejecimiento. Para protegernos de tal proceso el mejor método sería estudiar las defensas naturales del organismo contra la oxidación. Un estudio reciente ha demostrado que la melatonina (producto químico secretado por la glándula pineal en el cerebro, pero sólo por la noche) protege contra la oxidación. Además, desde hace mucho tiempo se sabe que la vitamina E es un antioxidante. Los estudios han demostrado que los eritrocitos deficientes en vitamina E envejecen mucho más rápido que las células que tienen niveles normales de esta vitamina. Con base en este tipo de evidencia muchas personas toman dosis cotidianas de vitamina E para luchar contra los efectos del envejecimiento. La oxidación es sólo una posible causa del envejecimiento. Aún continúan las investigaciones en muchos campos para determinar por qué "envejecemos" a medida que el tiempo transcurre.

Adaptado de Steven S. Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed., México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2007, p. 193.

5.2 Balanceo de ecuaciones químicas Mapa conceptual 5.2 Balancear una ecuación implica buscar Igualdad

mediante

Procedimientos

entre los Aproximación

Miembros


es decir el número de

Redox

Algebraico

Átomos de cada elemento

4/20/12 1:49:34 PM


191 191

Definición Balancear una ecuación significa encontrar la igualdad entre dos miembros. Esto es, buscar la igualdad entre los átomos del primer miembro con los mismos átomos del segundo miembro, mediante coeficientes escritos antes de las fórmulas que indiquen el número de moléculas de sustancia que interviene en la reacción.

m

+

=C

=O

+

=H

Figura 5.11 La reacción entre el metano y el oxígeno para producir agua y dióxido de carbono Observa que hay cuatro átomos de oxígeno en los productos y en los reactivos; no se ganan ni se pierden en la reacción. De manera similar, hay cuatro átomos de hidrógeno y un átomo de carbono en los reactivos y en los productos. La reacción simplemente cambia la manera en que están agrupados los átomos.

Hay que tomar en cuenta que los coeficientes afectan a todos los subíndices de los átomos y que estos subíndices nunca deberán alterarse. Observa los ejemplos. Ca3(PO4)2 Indica que en una molécula de fosfato de calcio hay: 3 átomos de Ca 2 átomos de P 8 átomos de O 4Ca3(PO4)2 Indica que en cuatro moléculas de fosfato de calcio hay: 12 átomos de Ca 8 átomos de P 32 átomos de O Existen varios métodos para balancear ecuaciones, veamos algunos.

Método de aproximaciones o tanteo Analicemos la siguiente reacción atendiendo la estructura molecular de las sustancias que intervienen.

C 1 átomo de carbono


+

O2 1 molécula de oxígeno

CO2 1 molécula de dióxido de carbono

Figura 5.12 ¿Cuántos átomos? Examina la ecuación balanceada que muestra lo que sucede cuando el carbono reacciona con oxígeno y forma dióxido de carbono.

4/20/12 1:49:35 PM

192


Azufre más oxígeno reaccionan y producen dióxido de azufre.

S S

O

O O

Investiga Si un trozo de carbón contiene 10 mil millones de átomos de C, ¿cuántas moléculas de O2 reaccionarán con él? ¿Cuántas moléculas de CO2 se formarán?

O

¿Cuántos átomos de azufre hay en el primer miembro? ___________________ ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el primer miembro? __________________ ¿Cuántos átomos de azufre hay en el segundo miembro? __________________ ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el segundo miembro? _________________ De acuerdo con lo anterior, la cantidad de átomos de un elemento que par ticipa en la reacción es igual a la cantidad de átomos del mismo elemento que se encuentran en el producto resultante. Por lo tanto, se cumple la ley de la conservación de la materia. La ecuación para esta reacción es: S + O2 → SO2 y se dice que está balanceada, ya que la cantidad de materia que hay en el primer miembro es igual a la del segundo. De esta misma manera analicemos otra reacción. Magnesio más oxígeno reaccionan y producen óxido de magnesio.

Mg

O

O

Mg

O

¿Cuántos átomos de magnesio hay en el primer miembro? _________________ ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el primer miembro? __________________ ¿Cuántos átomos de magnesio hay en el segundo miembro? ________________ ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el segundo miembro? _________________ Aquí, la cantidad de átomos que hay en el primer miembr o no es igual a la del segundo miembro. ¿Por qué? ______________________________________________________________


4/20/12 1:49:35 PM


193 193

Tal y como están representadas las moléculas de las sustancias, tratemos de escribir la ecuación: Mg + O2 → MgO Ésta es incorrecta, ya que en una ecuación química el número de átomos de cada elemento que hay en ambos miembros debe ser igual y aquí hay 2 de o xígeno en el primero y sólo 1 en el segundo. Lo que procede es igualar estas cantidades para balancear la ecuación. Para que haya 2 átomos de o xígeno en el segundo miembr o, necesitamos 2 moléculas de óxido de magnesio (MgO, MgO). No podemos escribir MgO2, ya que la fórmula se alteraría. Lo anterior se r epresenta atendiendo a la estr uctura molecular de las sustancias:

Mg

O

Mg

O

Mg

O

O

El problema para el oxígeno se ha resuelto; pero, ¿sucedió lo mismo para el magnesio? ¿Por qué? _____________________________________________________________ Lo que debemos hacer es que en el primer miembro haya 2 átomos de magnesio. Esto se logra con 2 moléculas de esta sustancia.

Mg

O

Mg

O

Mg

O

O

Mg

¿Se ha resuelto el problema ahora? _______________________________________ La ecuación correcta es: 2Mg + O2 → 2MgO Átomos de magnesio en el primer miembro: ______________________________ Átomos de oxígeno en el primer miembro: _______________________________ Átomos de magnesio en el segundo miembro: _____________________________ Átomos de oxígeno en el segundo miembro: ______________________________ La ecuación está balanceada.


4/20/12 1:49:36 PM

194


Recuerda que cuando se necesitan más átomos de los que se indican en una fórmula, se usan coeficientes que se escriben a la izquier da del símbolo o fórmula. P or ejemplo: 2Mg significa 2 átomos de Mg 2MgO significa 2 moléculas de MgO donde hay 2 átomos de Mg y 2 de O El coeficiente 1 se sobreentiende y no se escribe. Para que comprendas mejor lo anterior, te exponemos algunos ejemplos. H2O 1 molécula de agua donde hay 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno. 2H2O 2 moléculas de agua donde hay 4 (2 × 2) átomos de hidrógeno y 2 (2 × 1) de oxígeno. 3H2O 3 moléculas de agua donde hay 6 (3 × 2) átomos de hidrógeno y 3 (3 × 1) de oxígeno.

Ejercicio Contesta en los espacios en blanco cuántos átomos de cada elemento hay en las siguientes fórmulas: HCl

______ átomos de H y ______ átomos de Cl

4HCl

______ átomos de H y ______ átomos de Cl

H2SO4 ______ átomos de H,

______ átomos de S y ______ átomos de O

3H2SO4 ______ átomos de H,

______ átomos de S y ______ átomos de O

Al procedimiento que se siguió para balancear la ecuación 2Mg + O2 → 2MgO se le llama de tanteo o aproximación. El método de tanteo se empleará para balancear las siguientes ecuaciones: H2O + CaO → Ca(OH)2 2 —H —2 2 —O —2 1 — Ca — 1 La ecuación está balanceada. HCl + Zn → ZnCl2 + H2 1 — H— 2 1 — Cl — 2 1 — Zn — 1


4/20/12 1:49:36 PM


195 195

¿Está balanceada? ______________ . ¿Cuál es el problema? ______________. Entonces, si “salen” 2 átomos de hidrógeno y sólo “entra” 1, se puede resolver escribiendo dos veces el HCl: 2HCl + Zn → 2ZnCl → H2 2 — H —2 2 — Cl — 2 1 — Zn — 1 El problema se ha resuelto también para el cloro y la ecuación está balanceada. HgO → Hg + O2 1 — Hg — 1 1 — O — 2 ¿Está balanceada? ______________. ¿Qué se debe escribir para hacer que “entren” dos átomos de oxígeno? ____________________________________________ . Si se escribe un 2 antes de HgO quedaría: 2HgO → Hg + O2 ¿Cuál es el problema ahora? _______________________________________. ¿Qué se debe escribir para que “salgan” 2 átomos de mercurio? ____________ _____________________________________________________________. La ecuación quedaría: 2HgO → 2Hg + O2 2 — Hg — 2 2 — O —2 ¿Está balanceada ahora? __________________________________________ .

Ejercicio Balancea por tanteo las siguientes ecuaciones:

Al + O2

→

Al2O3

Cu + S

→

CuS

__________________________________

__________________________________

__________________________________

__________________________________

__________________________________

__________________________________


4/20/12 1:49:36 PM

196


Ag + O2 →

KClO3 → KCl + O2

Ag2O

__________________________________

__________________________________

__________________________________

__________________________________

__________________________________

__________________________________

NaOH + H2SO4 → NaSO4 + H2O __________________________________ __________________________________ __________________________________

Método redox En general, cuando un elemento se combina con el o xígeno se dice que se o xida. Observa la siguiente ecuación: 2Mg + O2 → 2MgO

Investiga ¿Qué le ocurre a un clavo cuando lo dejamos a la intemperie? ¿Con cuál componente del aire se combina?

¿Cuál elemento se oxidó? _________________________________________ . En el primer miembro la valencia (número de oxidación) del magnesio es 0 y la del oxígeno también es 0. Cuando un elemento no se encuentra combinado se dice que no está haciendo uso de su valencia y ésta es 0. Observemos lo que ocurr e cuando un átomo de magnesio se combina con un átomo de oxígeno para formar óxido de magnesio (MgO).

-

-

- -

Mg

-

-

- -

-

-

-

-

-

-

-

-

- -

-

-

O

-

- -

-

-

-

- -

-

- -

-

-

MgO

¿Cuál elemento perdió electrones? __________________________________ . ¿Cuántos perdió? _______________________________________________ . El magnesio al oxidarse ha perdido 2 electrones y su número de valencia es 2+. En resumen, el magnesio se o xidó porque se combinó con el o xígeno y durante este proceso perdió electrones y su número de valencia aumentó de 0 a 2+. Observa la siguiente ecuación: Mg + S → MgS


4/20/12 1:49:36 PM


197 197

Ahora observa la molécula del producto:

-

-

- -

-

-

- - -

- -

-

-

-

-

-

Mg

-

-

- - -

-

-

S

¿Cuál átomo perdió electrones? __________________________________________. ¿Cuál los ganó? ________________________________________________________.

Zn

+

x x

2e–

8e–

18e–

[Zn]2+

O 2e–

6e–

2e–

+ 8e–

x

O

2–

x

18e–

2e–

8e–

2e–

m

+ Átomo de zinc

Átomo de oxígeno

+ Ion de zinc

Asignación del número de oxidación Al emplear el método redox para balancear ecuaciones no debemos olvidar que: • • • • • • • •

Cuando un elemento no se encuentra combinado, su número de valencia es 0. El número de valencia del hidrógeno es 1+. El número de valencia del oxígeno es 2–. El número de valencia de los elementos del grupo 1A de la tabla periódica es 1+. El número de valencia de los elementos del grupo 2A de la tabla periódica es 2+. El número de valencia del aluminio es 3+. El número de valencia de los halógenos es 1– si en la molécula no hay oxígeno. El número de valencias positivas es igual al de negativ as en una fórmula escrita correctamente.


Ion de oxígeno Figura 5.13 Formación de óxido de zinc El átomo de este elemento pierde 2 electrones durante la reacción y se convierte en un ion zinc. Su número de oxidación aumenta desde 0 hasta 2+. El átomo de oxígeno gana 2 electrones del zinc y se convierte en un ion óxido. Su número de oxidación disminuye desde 0 hasta 2–.

4/20/12 1:49:37 PM

198


Ejemplos:

1+ 5+ 2– H Cl O3 1+ 5+ 6–

2+ 2– Zn O 2+ 2–

1+ 6+ 2– K2 Cr2 O7 2+ 12+ 14–

1+ 4+ 2– Na2 S O3 2+ 4+ 6–

Los números escritos sobre los símbolos indican los electrones perdidos (+) o ganados (–) por un átomo, y los que se escriben debajo de los símbolos muestran el número total de electr ones perdidos o ganados por la totalidad de átomos de cada elemento; donde la suma de estos últimos debe ser 0 (cero), lo que indica la neutralidad de la molécula. Los números subrayados son los que se toman en cuenta para el balance de la óxido reducción (redox).

Oxidación En este caso el magnesio también se o xida aunque no se haya combinado con el oxígeno, ya que perdió electrones y su número de valencia aumentó. Ya hemos indicado que al número de valencia también se le llama número de oxidación. El concepto moderno de oxidación establece que un átomo se oxida cuando: • Pierde electrones. • Su número de valencia aumenta.

Mg

2e– O

Mg2+

O2–

Mg2+

O2–

l 2e

–

O

Mg

La palabra y su raíz

Reducción

reducción (Latín) re atrás, ducere perder. En una reacción de reducción, la adición de electrones tiene como resultado una reducción del número de oxidación (valencia) de un átomo o un ion.

El proceso contrario a la oxidación es el de reducción. Por lo tanto, un átomo se reduce cuando: • Gana electrones. • Su número de valencia disminuye.

Al

O2–

3e–

O2– Fe

Fe3+

O2–

2–


l

Al3+

O2–

Al3+

Fe

3e– Al

Fe3+

O

O2–

4/20/12 1:49:39 PM


199 199

En la siguiente tabla se observa el sentido de la oxidación y la reducción de acuerdo con el aumento o la disminución del número de valencia: →→→→→→→→→→→→→→→→→→→→ Oxidación 7–

6–

5– 4– 3–

2– 1– 0 1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6+ 7+

Reducción ←←←←←←←←←←←←←←←←←←←←

Agente oxidante y agente reductor Al elemento que se reduce se le llama agente oxidante. En tanto que al elemento que se oxida se le ha nombrado agente reductor. En muchas reacciones químicas ocurre que los elementos que intervienen cambian su número de valencia, esto es porque se han ganado o per dido electrones. A dichas reacciones se les llama de oxidación-reducción. ¿Sabías que...? I–

I

I

Al3+

I–

e– e–

Al

I–

–

e

I e

I

l

–

Al

I–

e– e– I

I

Al3+

I–

I–

Las edades de Piedra, de Bronce y de Hierro son periodos históricos a los que se les da esos nombres por el material que se usaba con más frecuencia para hacer utensilios, durante cada uno de ellos. La edad de Bronce es anterior a la de Hierro porque se disponía con facilidad de los metales cobre y estaño, elementos que se funden para formar la aleación de bronce. El bronce es el más duro que el cobre y el estaño solos. La edad de Hierro es posterior, porque es más difícil reducir el hierro hasta su forma elemental. Se requiere fundirlo a una temperatura mayor que la del bronce.

Para balancear las ecuaciones de este tipo de r eacciones se emplea el método de reducción-oxidación, o en forma abreviada, el método redox. Lectura

El lanzamiento del transbordador espacial

Para lanzar al espacio un vehículo que pesa miles de toneladas se requieren cantidades inconcebibles de energía, la cual proviene de reacciones de óxido-reducción. En la figura 5.14 hay tres objetos cilíndricos unidos al transbordador espacial. En el centro se encuentra un tanque


de 8.5 m de diámetro y 47 m de largo, que contiene hidrógeno y oxígeno líquidos (en compartimentos separados). Estos combustibles alimentan a los motores del cohete que ponen en órbita al transbordador, en donde reaccionan para formar agua y liberar grandes cantidades de energía.

4/20/12 1:49:39 PM

200


2H2 + O2 → 2H2O + energía Ésta es una reacción de óxido-reducción porque el O2 es uno de los reactivos. Hay dos cohetes que contienen combustible sólido de 3.6 m de diámetro y 45.7 m de largo, unidos al cohete que pone en órbita a la nave. Cada cohete contiene 498 toneladas de combustible: perclorato de amonio (NH4ClO4) y aluminio en polvo mezclado con un aglutinante (“goma”). Debido a que los cohetes son tan grandes, están construidos por segmentos y se ensamblan en el sitio de lanzamiento, como se observa en la figura 5.15. Cada segmento se llena con el propelente viscoso que se solidifica teniendo una consistencia muy similar a la de una goma de borrar dura. Tanque externo de combustible (153.8 pies de longitud, 27.5 pies de diámetro) Impulsor izquierdo de combustible sólido Cohete impulsor derecho con combustible sólido Transbordador espacial

Motores principales del transbordador espacial

La reacción de óxido-reducción entre el perclorato de amonio y el aluminio se representa como sigue: NH4ClO4(s) + 3Al(s) → Al2O3(s) + AlCl3(s) + 3NO(g) + 6H2O(g) + energía Esto produce temperaturas cercanas a 3149°C y un impulso de 1500 toneladas, aproximadamente, en cada cohete. Por lo tanto, se ve que las reacciones de óxido-reducción producen suficiente energía para lanzar al espacio el transbordador espacial.

Cohete secundario sólido

Unión de campo de popa (Punto de fallo en el propulsor derecho del Challenger) Propelente sólido

149.16 pies de longitud 12.17 pies de diámetro

Figura 5.15 Los cohetes de combustible sólido se ensamblan por segmentos para que el combustible se pueda cargar de manera más conveniente.

78.06 pies Transbordador espacial Discovery listo para el despegue Figura 5.14 Para el lanzamiento, el transbordador espacial se encuentra unido a dos recipientes de combustible sólido (izquierda) y un tanque de combustible (centro) que aporta hidrógeno y oxígeno al motor del cohete para ponerlo en órbita.

Adaptado de Steven S. Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed., México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2007, p. 195.

Ejercicio Encuentra los números de oxidación de cada uno de los elementos que forman los siguientes compuestos: NaOH ______________

H2SO4

______________ LiNO3

ZnCl2 ______________

Mg(OH)2 ______________ Al(ClO3)2 _____________________

______________________

Para balancear una ecuación por el método redox se realizan los pasos siguientes: Paso 1. Se escribe la ecuación: HCl + MnO2 → MnCl2 + H2O + Cl2


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201 201

Paso 2. Se obtienen los números de valencia de todos los elementos.

1+ H

1– Cl

4+ + Mn

2– O2

→

2+ 1– 1+ 2– 0 Mn Cl2 + H2O + Cl2

Paso 3. Se eliminan los números de valencia que no hayan cambiado. 1+ 1– 4+

2–

HCl + MnO2

1– HCl

4+ + MnO2

2+ 1–

1+ 2 – 0

→

MnCl2 + H2O + Cl2

→

2+ 0 MnCl2 + H2O + Cl2

Paso 4. Se localizan los átomos que alteraron su valencia. Cloro: pasa de 1– a 0 Manganeso: pasa de 4+ a 2+ Paso 5. Se indican las valencias en que se han o xidado o reducido estos átomos para conocer el número de electrones perdidos y ganados: El cloro se oxida en una valencia al pasar de 1– a 0, y se multiplica por 2, ya que en el segundo miembro hay 2 átomos de cloro (Cl2). El manganeso se reduce en dos valencias al pasar de 4+ a 2+, y se multiplica por 1, ya que en el segundo miembro hay 1 átomo de manganeso. Cl: pierde 1 × 2 = 2 electrones Mn: gana 2 × 1 = 2 electrones Paso 6. Los números obtenidos se intercambian y se escriben como coeficientes en las fórmulas donde existían los átomos afectados. HCl + MnO2

→

2MnCl2 + H2O + 2Cl2

Estos números son la base para obtener los coeficientes necesarios en las demás fórmulas para balancear la ecuación. 8HCl + 2MnO2

→

2MnCl2 + 4H2O + 2Cl2

Paso 7. Si los coeficientes tienen un divisor común se simplifican. En este ejemplo son divisibles entre 2. 4HCl + MnO2

→

MnCl2 + 2H2O + Cl2

La ecuación está balanceada. Simplifiquemos los pasos anteriores con otro ejemplo: Ecuación con números de valencia de todos los átomos pero se eliminarán los que se repiten. 1+ 2–

H2S +

1+ 5+ 2–

HNO3

→

1+ 6+ 2–

H2SO4

+

2+ 2–

NO

+

1+ 2–

H2O

Se determina cuál se oxida y cuál se reduce: Azufre: se oxida en 8 valencias × 1 = 8 Nitrógeno: se reduce en 3 valencias × 1 = 3


4/20/12 1:49:41 PM

202


Se intercambian coeficientes: 8 × 1 = 8 del azufre 3S 3 × 1 = 3 del nitrógeno 8N Se escribe la ecuación con los coeficientes obtenidos. H2S + HNO3

→

3H2SO4 + 8NO + H2O

Se toman como base estos coeficientes, calcular los restantes. 3H2S + 8HNO3 →

3H2SO4 + 8NO + 4H2O

La ecuación está balanceada.

Ejercicio Balancea por el método redox las siguientes ecuaciones: Al + HCl KClO3 KMnO4 + HCl HI + H2SO4 NaOH + Al2O3

→ –AlCl3 + H2 → KCl + O2 → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 → H2SO3 + I2 + H2O → Na3AlO3 + H2

Método algebraico Este método consiste en formar una serie de ecuaciones para cada elemento del primero y segundo miembros de la ecuación. Balancear F2 + H2O → HF + O3 En primer lugar se asignan letras diferentes a cada una de las fórmulas en ambos miembros. F2 + H2O → HF + O3 A+ B C +D En seguida se forman las ecuaciones sustituy endo el elemento por la letra sin olvidar los subíndices, los que pasan a ser coeficientes de las letras escogidas. Si entonces Y si luego


F2 + F 2A = C H2 → H 2B = C O → O3 B = 3D

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203 203

Se han obtenido tres ecuaciones: 2A = C, 2B = C y B = 3D con cuatro incógnitas. Se procede a asignar un v alor arbitrario a una de las incógnitas para r esolver las ecuaciones. Por ejemplo, si asignamos el valor 2 a C. C=2 2A = C 2A = 2 A = A =1

2B = C 2B = 2 B = B =1

3D = B 3D = 1 D =⅓

Los valores obtenidos son: A = 1,

B = 1,

C = 2,

D=⅓

Se elimina el coeficiente fraccionario multiplicando todos los coeficientes por 3 y queda: A = 3,

B = 3,

C=6

y

D=1

Se trasladan estos valores a la ecuación original. 3F2 + 3H2O → 6HF + O3 Se comprueba: 3F2 + 3H2O → 6HF + O3 6– F– 6 6– H– 6 3– O– 3

Ejercicio Balancea por el método algebraico la siguiente ecuación: KClO3 → KCl + O2

Manos a la obra

Tipos de reacciones químicas

Un cambio químico es aquel en el cual se modifica la estructura interna de la materia, transformándose ésta de un tipo a otro distinto. Los cambios químicos son el resultado de reacciones químicas, las cuales se representan mediante un conjunto de símbolos que indican las sustancias participantes, así como su estado físico. A la representación de las reacciones químicas se le denomina ecuación química. Para facilitar su estudio, las reacciones químicas se clasifican como sigue: a) Síntesis. En estas reacciones, dos o más sustancias se combinan para formar un solo producto. Por ejemplo:


2H2(g) + O2 → 2H2O(l) b) Descomposición. En ellas, una sustancia se descompone en dos o más productos. Por ejemplo: H2CO3(ac) → H2O(l) + CO2(g) c) Sustitución simple. En esta clase de reacciones, un átomo de un compuesto se sustituye por un átomo de otro elemento. Por ejemplo: 2Na(s) + 2HCl(ac) → 2NaCl(s) + H2(g)

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204


d ) Doble sustitución. En éstas hay un intercambio de átomos, uno de cada sustancia. Por ejemplo: HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(g) Material • • • • • • • • • • •

tripié tela de alambre espátula mechero de Bunsen tubo de ensayo grande pinzas para tubo de ensayo lija agitador de vidrio 3 vasos de precipitados de 250 mL gotero o pipeta beral cápsula de porcelana

Sustancias • • • • • •

azufre en polvo hierro en polvo óxido de mercurio (HgO) alambre de cobre solución de nitrato de plata (AgNO3) solución saturada de cloruro de sodio (NaCl)

2. Introduce el agitador a un vaso de precipitados que ya tenga solución de nitrato de plata. Deja reposar unas horas y observa lo que ocurre. Cuarta práctica

1. Coloca en un vaso de precipitados 50 mL de la solución de NaCl.

2. Toma con un gotero un poco de nitrato de plata y agrégalo gota a gota a la solución de NaCl. Observa lo que ocurre. Resuelve De acuerdo con tus resultados, completa las reacciones que se llevaron a cabo y clasifícalas como reacciones de descomposición, de síntesis, de sustitución simple y de doble sustitución. S + Fe → __________________________________ Tipo ______________________________________ HgO → ________________ + _________________ Tipo ______________________________________ Cu + AgNO3 → ______________ + ______________

Procedimiento

Tipo ______________________________________

Primera práctica

NaCl + AgNO3 → _____________ + _____________

1. Toma con la punta de la espátula azufre en polvo y colócalo dentro de una cápsula de porcelana; agrega también fierro en polvo.

2. Coloca la cápsula sobre un tripié y calienta con el mechero; observa la reacción que ocurre. Segunda práctica

1. Con la punta de la espátula toma HgO y ponlo dentro de un tubo de ensayo grande.

2. Toma el tubo de ensayo y caliéntalo sobre la flama

Tipo ______________________________________

1. ¿Cuál fue el criterio usado para clasificar a las reacciones químicas?

2. ¿Por qué es importante que una ecuación química se encuentre balanceada?

3. ¿Qué mejoras, modificaciones o variantes podrían realizarse a la práctica?

del mechero, cuida que la boca del tubo no apunte a ninguna persona. Observe lo que ocurre. Tercera práctica

1. Lija muy bien un trozo de alambre de cobre y luego enróllalo alrededor de un agitador de vidrio.


Adaptado de Zárraga, Velázquez, Rojero, Castells, Química, México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2007, pp. 51, 52 y 53.

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205 205

Fertilizantes producidos por los rayos solares

Lectura

¿Sabías que uno de los nutrimentos más necesarios para las plantas es el nitrógeno? A pesar de que el aire que rodea a la Tierra está constituido por casi 80% de nitrógeno, en forma de moléculas de N2, este aire no pueden usarlo la mayoría de las plantas y los animales. Para ello, el nitrógeno del aire tiene que pasar por un proceso que se llama fijación de nitrógeno. Las plantas pueden usar el nitrógeno cuando éste se encuentra en forma de ion amonio, NH4+, en donde el nitrógeno tiene un número de oxidación de 3–, pero también pueden usar el ion nitrato, NO3–, donde el número de oxidación del nitrógeno es de 5+. Fijación del nitrógeno Las plantas pueden fijar el nitrógeno en tres formas diferentes: por la acción de los rayos solares, por las bacterias fijadoras de nitrógeno, que viven en las raíces de algunas plantas o en el suelo, y por reacciones comerciales de síntesis, como en el proceso Haber para obtener amoniaco. El nitrógeno es un gas bastante inerte porque el triple enlace del N2 es fuerte y no se rompe con facilidad. Sin embargo, la energía excepcionalmente grande y la alta temperatura de los rayos solares puede romper los enlaces con facilidad y permite la recombinación de los gases atmosféricos. Reacciones producidas por los rayos solares Durante el proceso de fijación por medio de los rayos, el nitrógeno y el oxígeno se combinan para formar monóxido de nitrógeno. Después, este compuesto se combina con más oxígeno para formar dióxido de nitrógeno, el cual se mezcla con el agua del aire para formar ácido nítrico y más monóxido de nitrógeno, que queda disponible para continuar el ciclo. N2 + O2 → 2NO 2NO + O2 → 2NO2 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

Producción de fertilizantes El pH normal de la lluvia es ligeramente ácido, debido en parte al ácido nítrico disuelto, HNO3, que proviene de la fijación de nitrógeno. Cuando la lluvia llega al suelo, las bacterias convierten los iones nitrato en iones amonio. ¿Cómo es el método natural de la fijación de nitrógeno comparado con los métodos comerciales? Puedes pensar que los rayos no son tan comunes, pero se ha calculado que hay aproximadamente 10 000 tormentas eléctricas por día en la superficie terrestre. Visto de otra forma, los rayos chocan con el planeta, en total, 100 veces por segundo. Cada año se fijan aproximadamente 10 000 millones de kilogramos de nitrógeno proveniente de la atmósfera. Los agentes biológicos, como las bacterias, fijan aproximadamente 100 000 millones de kilogramos de nitrógeno al año y, una cantidad igual se fija por medio de la manufactura de fertilizantes y otros procesos industriales.

1. Investiga El proceso mediante el cual el nitrógeno se reincorpora al aire se llama desnitrificación. Investiga qué condiciones se necesitan para que ocurra este proceso y cuál es la reacción.

2. Construye La fijación de nitrógeno en el suelo es realizada por las bacterias que viven en las raíces de algunas plantas. Da el nombre de algunas de estas plantas.

3. Analiza En cada una de las tres ecuaciones anteriores, ¿qué se oxida y qué se reduce?

Adaptado de John S. Phillips, Victor S. Strozak, Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, México, McGraw-Hill Interamericana Editores, 2007, p. 571.

Palabras clave catalizador 189 desplazamiento 182 ecuación química 180 entalpía 183 fenómeno físico 174


fenómeno químico 174 oxidación 198 productos 179 reacciones químicas 174, reactivos 179

177

redox 196 reducción 198 velocidad de reacción 187

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206


Lo que aprendí 1. Toma del siguiente listado la expresión que complete los enunciados y escríbela al final de los mismos.

• Al producirse óxido de hierro (II) por la combinación de hierro con oxígeno del aire, oxígeno y el hierro reciben el nombre de:

Reacción química Ecuación química Reactivos Productos Reacciones inmediatas

____________________________________

2. Escribe sobre la línea el tipo de reacción (adición, análisis, sustitución simple, doble sustitución, iónicas, reversibles) que representan las siguientes ecuaciones:

Reacciones provocadas Reacciones instantáneas

• Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu

Reacciones lentas Reacciones ilimitadas Reacciones limitadas • Para que ocurran basta con poner en contacto los reactivos. ___________________________________ • Al efectuarse quedan restos de los reactivos. ___________________________________ • Es la representación de un cambio químico con fórmulas de las sustancias. ___________________________________ • Fenómeno químico. ___________________________________ • Combustión de la madera. ___________________________________ • Formación del dióxido de carbono en nuestro organismo. ___________________________________ • Al efectuarse absorben calor. ___________________________________


____________________________________ • Ni(NO3)2 + 2NaOH → Ni(OH)2 + 2NaNO3 ____________________________________ • 3Mg + N2 → Mg3N2 ____________________________________ • 2KClO3 → 2KCl + 3O2 ____________________________________ • H2 + CO2 ← → H2CO3 ____________________________________ • Ag+ + Cl– → AgCl ____________________________________ • MgO + H2O →Mg(OH)2 ____________________________________ • 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2 ____________________________________

3. Contesta de manera breve: ¿A qué se llama velocidad de reacción? ______________________________________

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Lo que aprendí

¿Cuáles son los factores que afectan la velocidad de reacción?

207 207

HCl + Si → SiCl4 + H2 ______________________________________

______________________________________ ¿A qué se llama catalizador?

CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S + H2O + NO ______________________________________

______________________________________

4. Balancea por tanteo las siguientes ecuaciones: NaNO3 → NaNO2 + O2

MnO + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O ______________________________________

6. Balancea por el método algebraico las siguientes ecuaciones:

______________________________________ NaBr + Cl2 → NaCl + Br2

K + H2O → KOH + H2

______________________________________

______________________________________

5. Balancea por el método redox las siguientes ecuaciones:

HgO → Hg + O2 ______________________________________

Fe2O3 + H2 → Fe + H2O ______________________________________


4/20/12 1:49:42 PM

Unidad 6

Estequiometría

Es de suma importancia conocer la cantidad de reactivos y productos que se involucran en una reacción química, para lograr un aprovechamiento óptimo de los materiales.

Contenido ¿Cuánto sabes? 6.1

Estequiometría

6.2

Cálculos estequiométricos

Lectura

El alcohol metílico: ¿combustible con futuro?

6.3

Normalización de volúmenes

6.4

Contaminación del aire

Lectura Manos a la obra Actividades


Contaminación del agua Ley de Boyle Lo que aprendí

4/20/12 2:39:20 PM

Objetivo de la unidad El estudiante reconocerá la trascendencia de determinar las cantidades de reactivos y productos involucrados en una reacción química, identificando con una actitud crítica y responsable la importancia de estos cálculos en el análisis cuantitativo de procesos que tienen repercusiones socioeconómicas y ecológicas.


4/20/12 2:39:24 PM

¿Cuánto sabes?

1. Desde el punto de vista de las matemáticas, ¿qué entiendes por cantidades proporcionales? 2. ¿A qué se refiere la masa molecular? 3. ¿Cuántos átomos de fósforo (P) hay en la siguiente expresión?: 3Mg3(PO4)2 4. La composición atómica de las moléculas se representa mediante... 5. Si en un grupo de 30 alumnos el 20% son mujeres, ¿cuántas mujeres hay en dicho grupo? 6. ¿Qué representa una fórmula empírica? 7. ¿Qué representa una fórmula molecular? 8. ¿Qué ocurre con el tamaño de un globo que contiene un gas cuando la temperatura disminuye?

Introducción Una pregunta básica en un laboratorio de química es: ¿qué cantidad de productos se obtendrán a partir de cantidades específicas de las materias primas (reactivos)? En la unidad anterior, al tratar el tema de las ecuaciones químicas se hiz o notar que el número de átomos de los r eactivos debe ser igual al de los pr oductos. Las ecuaciones químicas balanceadas son de importancia no solamente en el sentido del tipo de sustancias que r eaccionan y que se pr oducen, sino también en términos de cantidad tanto de reactivos como de productos. En esta unidad v eremos la parte de la química que trata los cálculos de masa o volumen de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas y que recibe el nombre de estequiometría.

La palabra y su raíz estequiometría Stoichen (griego) elemento o parte, metreon (griego) medida. La estequiometría cuenta las partículas individuales de las sustancias por medio de mediciones macroscópicas, como la masa o el volumen, en el caso de los gases.


6.1 Estequiometría Leyes fundamentales Las combinaciones de la materia se efectúan según leyes fijas, las cuales se dividen en dos grandes grupos: ponderales o de los pesos (masas) y volumétricas o de los volúmenes. Ley de la conservación de la materia (masa) Esta ley fue establecida en 1774 por Antoine Laurent Lavoisier. Se ha enunciado de diversas maneras, una de ellas indica que en cantidades ponderables en toda r eacción o proceso químico la masa total de las sustancias que inter vienen, permanece inv ariable antes y después del fenómeno .

4/20/12 2:39:28 PM

6.1 Estequiometría

211 211

Mapa conceptual 6.1

Estequiometría

estudia la Combinación de las Sustancias en la Masa

Volumen

Ley de la conservación de la masa

de acuerdo con

Leyes ponderales

Ley de los volúmenes de combinación como Ley de Avogadro

Ley de las proporciones definidas

de donde se derivan

Ley de las proporciones múltiples

Conceptos

como Ley de las proporciones recíprocas

de Volumen molecular gramo

Mol que contiene

6.02 × 1023 moléculas

que es Masa molecular en un gas igual a expresada en

22.4 L

Gramos

Esta ley afecta la forma como deben escribirse las ecuaciones químicas. Elnúmero de átomos de cada elemento debe ser igual en ambos miembros de la ecuación. Ley de las proporciones definidas A esta ley también se le conoce como ley de las proporciones constantes o ley de Proust, en honor a quien la estableció en 1801. El enunciado dice: dos o más elementos que se combinan para formar un compuesto dado, lo hacen siempre en la misma proporción.


La palabra y su raíz ponderable (Latín) ponderere ponderar. Pesar con la balanza, determinar un peso.

4/20/12 2:39:29 PM

212

Unidad 6 Estequiometría

Figura 6.1 Compuesto formado por átomos de los elementos A y B En este caso la relación de átomos del elemento A y átomos del elemento B es 2:1.

¿Sabías que...? A la pirita de hierro, FeS2, se le llamó el oro de los tontos, pues se parece mucho al oro, y por ello engañó a los inocentes. La composición de la masa de la pirita es de 46.5% de hierro y 53.5% de azufre. Estas proporciones son las mismas en todas las muestras de pirita, es decir, son independientes del origen o cantidad de la sustancia.

Átomos del elemento B

Átomos del elemento A a)

Compuesto formado por los elementos A y B b)

En la siguiente reacción del carbono (C) con oxígeno (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) tenemos: C + O2 → CO2 12 g de C + 32 g de O2 → 44 g de CO2 6 g de C + 16 g de O2 → 22 g de CO2 3 g de C + 8 g de O2 → 11 g de CO2 la proporción del peso del carbono con respecto a la de oxígeno siempre es 3:8, es decir, que por cada tres partes en peso de carbono habrá invariablemente ocho de oxígeno. Veamos el siguiente ejemplo: 3 g de C + 10 g de O2 → 11 g de CO2 y sobran 2 g de O2 Si se observa la fórmula CO2 la proporción de los átomos es 1:2, es decir, que por cada átomo de carbono habrá dos de oxígeno. Observa la siguiente figura:

Una muestra de FeS2 de origen natural.

46.5% Fe

53.5% S

Composición de pirita de hierro

15 átomos de carbono

20 átomos de oxígeno

10 moléculas de dióxido de carbono; sobran 5 átomos de carbono

Figura 6.2 Ley de las proporciones constantes.

Ley de las proporciones múltiples o de Dalton Relaciona los pesos de dos elementos cuando éstos forman más de un compuesto. Además, establece que diferentes cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otr os elementos, para formar div ersos compuestos, se hallan en relación sencilla que puede expresarse en números enteros.


4/20/12 2:39:29 PM

6.1 Estequiometría

213 213

Para formar agua (H2O) se combinan 2 g de hidrógeno con 16 de oxígeno. Para formar agua oxigenada (H2O2) se combinan 2 g de hidrógeno con 32 de oxígeno. La relación que se establece entre los pesos variables del oxígeno (16 y 32), que se combinan con el peso fijo del hidrógeno, se expresa 1:2, para el agua y de 1:1 para el peróxido, la relación en masa es

2 1 2 1 = = , para el agua y para el peróxido. 32 16 16 8 Monóxido de carbono o â c

â

1 1

Dióxido de carbono o â c

â

2 1

Relación del oxígeno en el monóxido de carbono al oxígeno del dióxido de carbono: 1:2

Figura 6.3 Un ejemplo de la ley de las proporciones múltiples.

Ley de las proporciones recíprocas Esta ley es conocida también como ley de Ritcher y se enuncia de la siguiente manera: los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estos pesos. Por ejemplo, el hidrógeno se combina con el carbono, con el cloro y con el nitrógeno para formar, respectivamente: metano: CH4 ácido clorhídrico: HCl amoniaco: NH3 La relación de los pesos de los componentes es: CH4: 12 g de C con 4 de H, o bien, 3 g de C con 1 de H HCl: 35.4 g de Cl con 1 de H NH3: 14 g de N con 3 de H, o bien, 4.66 g de N con 1 de H Los pesos de los distintos elementos (3, 35.4 y 4.66) que se combinan con un peso constante de H (1) indican directamente, o multiplicados por el mismo entero, la proporción en que se combinan entre sí el carbono, el cloro y nitrógeno; revisa el siguiente ejemplo. El cloro se combina con el carbono y con el nitr ógeno para formar, respectivamente, tetracloruro de carbono (CCl4) y tricloruro de nitrógeno (NCl3). La relación de los pesos de los componentes es:


4/20/12 2:39:30 PM

214


CCl4: 35.4 × 4 de Cl con 12 de C, esto es con 3 × 4 de C NCl3: 35.4 × 3 de Cl con 14 de N, esto es con 4.66 × 3 de N Los factores son 4 para el cloro y carbono en el tetracloruro de carbono y 3 para el cloro y nitrógeno en el tricloruro de nitrógeno. Ley de los volúmenes de combinación Al estudiar las reacciones entre sustancias gaseosas, en 1808, Gay-Lussac observó lo siguiente:

hidrógeno 1 volumen 1

+ +

hidrógeno 2 volúmenes 2

+

nitrógeno 1 volumen 1

+

+

+

cloro → cloruro de hidrógeno 1 volumen __________ 2 volúmenes 1 __________ 2 2 __________ 2 oxígeno → vapor de agua 1 volumen __________ 2 volúmenes 1 __________ 2 3 __________ 2 hidrógeno → amoniaco 3 volúmenes __________ 2 volúmenes 3 __________ 2 4 __________ 2

Además, este científico notó que el volumen del gas resultante era menor o igual al de la suma de los gases que se combinan, por lo que estableció que los volúmenes de los gases que se combinan o se pr oducen en una reacción química están siempre en una relación de números enteros simples: 1 a 1, 3 a 2, 2 a 1, etcétera. Este postulado se contraponía con algunos enunciados de la teoría atómica de Dalton. En 1811, el físico italiano Amadeo Avogadro resuelve tal divergencia al indicar que las moléculas están formadas por partículas más pequeñas llamadas moléculas diatómicas, de tal manera que las sustancias al r eaccionar desdoblan sus moléculas momentáneamente en átomos y éstos son los que se combinan entre sí para formar otras moléculas distintas que corresponden a las sustancias que resultan de la reacción.

Figura 6.4 Comparación de volúmenes en las reacciones de los gases Cuando 2 L de cloruro de hidrógeno gaseoso se descomponen para formar gas hidrógeno y gas cloro, se forman volúmenes iguales de estos gases, es decir, 1 L de cada uno. La proporción de hidrógeno y cloro es 1 a 1, y la proporción del volumen de hidrógeno con el del cloruro de hidrógeno es de 1/2 a 1 o 1 a 2, una proporción igual a la del cloro con cloruro de hidrógeno.


+ 2 litros de HCl

1 litro de H2

1 litro de Cl2

4/20/12 2:39:30 PM

6.1 Estequiometría

215 215

Ley de Avogadro Avogadro estableció que volúmenes iguales de todos los gases, con igual presión y temperatura, tienen el mismo número de moléculas. Por ejemplo, en un litro de hidrógeno y un litro de oxígeno, ambos a la misma presión y temperatura, habrá el mismo número de moléculas.

+ 3H2(g) 3 moléculas 3 moles 3 volúmenes

+ + + +

N2(g) 1 molécula 1 mol 1 volumen

2NH3(g) 2 moléculas 2 moles 2 volúmenes

Figura 6.5 Relación de volúmenes de gases en una reacción química La relación de volumen de hidrógeno molecular a nitrógeno molecular es 3:1, la de amoniaco (el producto) a hidrógeno molecular y nitrógeno molecular combinado (los reactivos) es 2:4 o 1:2.

Mol

¿Sabías que...?

La mol o molécula gramo es la masa molecular expr esada en gramos, se le llama también masa molar. El concepto de átomo gramo (at-g) se refiere a la masa atómica expresada en gramos.

La masa de los átomos se mide en unidades de masa atómica (u), lo mismo que la masa de las moléculas. La masa molecular gramo o masa molar se mide, generalmente, en gramos (g).

Agua (H2O)

Agua (H2O)

H O H

18 u

18 gramos

u es la masa de una molécula (masa molecular); expresa una sola molécula

1 mol de agua representa una cantidad de agua suficiente para ser medida, observada, etcétera

Figura 6.6 Comparación de la masa de una molécula de agua y una mol de dicha sustancia.

Para obtener la mol de cualquier sustancia se calcula su masa molecular y la cantidad obtenida se expresa en gramos.


4/20/12 2:39:30 PM

216


Encontremos la mol de carbonato de calcio. CaCO3 Ca: 40 × 1 = 40 C: 12 × 1 = 12 O: 16 × 3 = 48 100 u masa de una molécula de CaCO3 100 g masa de una mol de CaCO3 Por lo dicho anteriormente, la fórmula de una sustancia indica también una mol de tal sustancia. H2O: 1 mol de agua = 18 g CaCO3: 1 mol de carbonato de calcio = 100 g Si se quiere averiguar cuántos gramos indica 3HNO 3 (3 moles de ácido nítrico), en primer lugar se obtiene la masa molecular de esta sustancia: HNO3

H: 1 × 1 = 1 N: 14 × 1 = 14 O: 16 × 3 = 48 63 u

La masa molecular se expr esa en gramos (63 g), en seguida se multiplica por 3 (63 × 3 = 189 g). 3HNO3 = 189 g

Figura 6.7 Masa molar de algunos compuestos Cada muestra contiene 6.02 × 1023 moléculas de un compuesto covalente o 6.02 × 1023 unidades fórmula de un compuesto iónico. Cada compuesto tiene su propia masa molar.

Ejercicios Representa en gramos o moles lo que se indica a continuación: H2SO4: _____________ g 3HCl: _____________ g 5Ca(OH)2: _____________ g


4/20/12 2:39:31 PM

6.1 Estequiometría

5NaOH: ____________ g

Na2CO3: __________ g 10Mg3(P04)2: ___________ g

4AlI3: _______________ g

2KClO3: __________ g 2NH3: _________________ g

100 g NH4NO3: __________________ moles

K2Cr2O7: __________________ g

100 g CaCO3: ____________________ moles

100 g H2O: ____________ moles

217 217

Número de Avogadro El número de moléculas que existen en una mol es igual a 6.02 × 1023, y llevan el nombre de número de Avogadro. Esto nos indica que en una mol de cualquier sustancia hay 602 000 000 000 000 000 000 000 (seiscientos dos mil trillones) de moléculas.

Volumen molecular gramo El volumen que ocupa una mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y de temperatura es igual a 22.4 L y se llama volumen molar o volumen molecular gramo.

He 22.4 L 6.02 t 1023 Partículas

28.2 cm

Cl2 22.4 L

22.4 L

1 l mo

.2

28.2 cm

28

cm

Figura 6.8 Volumen molar de los gases Un mol de cualquier gas a NPT ocupa 22.4 L. ¿Qué tan grande es? Es el volumen de un cubo de 28.2 cm de lado. Dicho volumen contiene 6.02 × 1023 átomos de un elemento gaseoso o 6.02 × 1023 moléculas de un elemento molecular o de un compuesto, pero la masa de 1 mol es diferente para cada elemento. Un mol de helio flota porque su masa es menor que la masa de 22.4 L de aire.

Presión normal = 1 atm = 760 mm de Hg; temperatura normal = 0 °C = 273 K 3 moles de cualquier gas ocupan: 22.4 L × 3 = 67.2 L 0.5 mol ocupan: 22.4 L × 0.5 = 11.2 L 1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

1 mol

H2

O2

N2

CO2

NH3

2g 22.4 L

32 g 22.4 L

28 g 22.4 L

44 g 22.4 L

17 g 22.4 L


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218


Problemas resueltos Apliquemos los conocimientos adquiridos hasta ahora en la resolución de problemas. ¿Cuántos gramos de o xígeno habrá en 10 L de este gas medidos en condiciones npt (normales de presión y temperatura: 1 atm y 273 K)? En primer lugar se obtiene la mol de oxígeno (O2). O2

O: 16 × 2 = 32 g

Esos 32 g ocupan un volumen de 22.4 L. Se plantea el problema y se realizan las operaciones correspondientes para llegar a la solución.

32 g _______ 22.4 L x g _______ 10 L x=

32 g × 10 L 22.4 L

x = 14.2 g ¿Qué volumen ocupan 56 g de nitrógeno medidos en condiciones npt? N2 :

N : 14 × 2 = 28 g 28 g _______ 22.4 L

Se plantea y se resuelve. 56 g _______ x L x=

56 g × 22.4 L 28 g

x = 44.8 g L

Ejercicio Resuelve los siguientes problemas en condiciones NPT. Masa de 67.2 L de O2: ______________ g Volumen de 5 g de CO2: _____________ L Volumen de 20 g de NH3: ___________ L Masa de 20 L de H2: ________________ g Volumen de 15 g de HCl: ___________ L Masa de 11.2 L de CO: ______________ g Masa de 11.2 L de N2: ______________ g Masa de 22.4 L de He: ______________ g Volumen de 1.5 moles de O2: _________ L Volumen de 100 g de O2: ____________ L


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6.2 Cálculos estequiométricos

219 219

6.2 Cálculos estequiométricos Mapa conceptual 6.2

Cálculos estequiométricos

en las

para

determinar la

conocer la

determinar el

Composición porcentual de un compuesto

Relaciones ponderales

Fórmula real de un compuesto

Porcentaje de rendimiento

Relaciones volumétricas

como

Mol-mol

Volumen-masa

Mol-masa

Masa-volumen

Masa-mol

Volumen-volumen

Masa-masa

Has visto que las sustancias químicas se representan mediante fórmulas. Éstas muestran la composición atómica de las moléculas, con los símbolos de los elementos presentes en tales sustancias. Así, NaCl es la fórmula del cloruro de sodio donde los constituyentes son el sodio (Na) y el cloro (Cl). Los subíndices se emplean para indicar el número relativo de átomos de cada elemento, el subíndice uno (1) se sobreentiende. Por ejemplo, la fórmula del agua, H2O, indica que cada molécula contiene 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno; la fórmula del cloruro de sodio, NaCl, muestra la presencia de igual número de átomos de los elementos sodio y cloro; la fórmula del sulfato de aluminio, Al2(SO4)3, especifica 2 átomos de aluminio, Al, por cada 3 grupos sulfato, SO 4, a su v ez, cada gr upo de sulfato tiene 1 átomo de azufr e y 4 de oxígeno, por lo que la fórmula Al 2(SO4)3 contiene en total 2 átomos de aluminio, 3 de azufre y 12 de oxígeno.

¿Sabías que...? La masa de los átomos se concentra en su núcleo y la unidad 1 para medirla es 12 de la masa del isótopo 12 de carbono llamado unidad de masa atómica (u).

Composición porcentual Conoces que los átomos de un mismo elemento no son exactamente iguales en su masa, es por eso que las masas atómicas que se consignan en la tabla periódica son fraccionarias, y corresponden al promedio de las masas de los distintos isótopos que forman un elemento dado.


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220


H 11.7%

O 10.4%

La siguiente tabla muestra ejemplos del enter o más próximo a la masa atómica para facilitar los cálculos.

C 77.9%

Elemento

Símbolo

Masa atómica

Entero más próximo

Hidrógeno

H

1.00797 u

1

Oxígeno

O

15.9994 u

16

Carbono

C

12.01115 u

12

Magnesio

Mg

24.312 u

24

Figura 6.9 Porcentaje en masa de los elementos del geraniol La gráfica de sectores muestra la composición del geraniol en términos de porcentaje en masa de los elementos.

Número atómico Estado de la materia Símbolo

Gas Líquido Sólido Sintético

Masa atómica Nombre

¿Sabías que...? El geraniol es el componente que le da el olor a las rosas, y su fórmula es C10H18O.

Ejercicios Consulta la tabla periódica y contesta los datos que se piden: Elemento

Símbolo

Masa atómica

Entero más próximo

Sodio Nitrógeno Calcio Aluminio Fósforo Hierro Cloro Potasio Bromo Plata

Las moléculas están constituidas por 1, 2 o más átomos, y para obtener la masa de las moléculas (masa molecular) se suman las masas atómicas de los átomos que las constituyen. Observa el ejemplo. Molécula de agua (H2O) formada por 2 átomos de hidrógeno cuya masa atómica es 1 u y 1 átomo de oxígeno cuya masa atómica es 16 u.


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221 221

Si sumamos las masas de estos átomos, obtendremos 18 u, que es la masa molecular del agua. 1u H

O 16 u H 1u

H2O H–1×2= 2u O – 16 × 1 = 16 u 18 masa molecular Como puedes observar, la masa de cada átomo se multiplica por el númer o de átomos que forman parte de la molécula. Un símbolo representa: El elemento en general; un átomo de este elemento; su masa atómica. • Con O entenderemos: El elemento oxígeno (O); un átomo de este elemento; 16 u (su masa atómica). La fórmula representa: La sustancia en general; una molécula de esta sustancia; los átomos que la constituyen; su masa molecular. • Con H2O entenderemos: La sustancia agua; una molécula de agua; la molécula formada por 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno, 18 u (su masa molecular). Para obtener la masa molecular del ácido sulfúrico (H 2SO4) se multiplica por 2 la masa atómica del hidrógeno (H), por 1 la masa atómica del azufre (S) y por 4 la masa atómica del oxígeno (O), sumando al final dichos productos. H2SO4 H– 1×2= 2u S – 32 × 1 = 32 u O – 16 × 4 = 64 u 98 u masa molecular Ahora obtengamos la masa molecular del fosfato de calcio. Ca3(PO4)2


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222


Como te puedes dar cuenta, el (PO4) está afectado por el subíndice 2, (PO 4)2, lo cual indica que hay 2 átomos de fósforo (P) y 8 de oxígeno (O). Ca3(PO4)2 Ca – 40 × 3 = 120 u P – 31 × 2 = 64 u O – 16 × 8 = 128 u 310 u masa molecular

Ejercicios Calcula, aproximando a enteros, la masa molecular de los siguientes compuestos.

1. Trióxido de dinitrógeno, N2O3 ________________________________________________________________

2. Fosfato de calcio, Ca3(PO4)2 ________________________________________________________________

3. Carbonato de potasio, K2CO3 ________________________________________________________________

En los problemas de cálculo estequiométrico resulta muy útil conocer la composición porcentual de las sustancias. Veamos cómo se obtiene el porcentaje de los constituyentes que forman distintos compuestos. Sabemos que los constituyentes del agua son hidrógeno y oxígeno. Así, al calcular la composición porcentual del agua, indicamos el porcentaje (%) de hidrógeno y de oxígeno. Para ello necesitamos una cantidad que r epresente 100%, obviamente esa cantidad es la masa molecular que en el caso del agua es 18 u. Ahora bien, de esas 18 u 2 son de hidrógeno y 16 de oxígeno. H2O H – 1 × 2= 2 u O – 16 × 1 = 16 u 18 u Para obtener el porcentaje de hidrógeno se procede de la siguiente forma: 18 : 100 :: 2 : x x∙

100 × 2 18

x = 11.1%


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223 223

Para el oxígeno: 18 : 100 :: 16 : x x=

100 ×16 18

x = 88.8% Si sumamos dichos porcentajes debemos obtener 100%. H – 11.1% O – 88.8% 99.9% Obtuvimos 99.9% y debido a que en las divisiones quedaron residuos, el cálculo es correcto.

Problemas resueltos Hagamos el siguiente ejercicio paso a paso. Primero se obtiene la masa molecular del compuesto. Después, tomando la masa molecular como el 100%, se determinan las proporciones de las masas de cada uno de los constituyentes. En seguida calculamos la composición porcentual del hidróxido de sodio (NaOH): NaOH Na – 23 × 1= 23 u O – 16 × 1= 16 u H – 1 × 1= 1 u 40 u Para el sodio: 40 : 100 :: 23 : x x=

100 × 23 40

x = 57.5

Sodio (Na) – 57.5%

Para el oxígeno: 40 : 100 :: 16 : x

100 ×16 40 x = 40 Oxígeno (O) – 40% x=


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224


Para el hidrógeno: 40 : 100 :: 1 : x x=

100 ×1 40

x = 2.5 Finalmente sumamos los porcentajes:

Hidrógeno (H) – 2.5%

Na – 57.5% O – 40.0% H – 2.5% 100.0% En este caso la suma de los porcentajes es 100, ya que en divisiones no hubo residuos.

Ejercicios 1. Calcula el porcentaje de aluminio (Al) que hay en el óxido de aluminio Al2O3. ___________________________________________________________________

2. Calcula la composición porcentual del hidróxido de amonio NH4OH. ___________________________________________________________________

La palabra y su raíz empírica (Latín) empir˘cus (y éste del griego) §μ en, πειρåƒ experimenter. Referente a lo experimental.

Fórmulas empíricas La fórmula empírica refiere la proporción en números enteros de los átomos de cada elemento en un compuesto (NaCl, H2SO4, CaBr2, etcétera).

Fórmulas moleculares La fórmula molecular representa el número real de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto (H2O, C6H6, NH3, etcétera). En este momento vale la pena aclarar que la fórmula molecular del benceno (compuesto covalente) es C 6H6 aunque su fórmula empírica es CH. D e manera fundamental, la fórmula empírica se aplica a los compuestos iónicos; no obstante, también se utiliza para expresar la mínima relación entre el número de átomos en las moléculas de los compuestos covalentes. Con respecto al cloruro de sodio (y los compuestos iónicos en general) no se puede hablar de moléculas sencillas, ya que se trata de una combinación de muchos iones sodio (Na+) con muchos iones clor uro (Cl–). De ahí que, estrictamente, la mol se refiere a compuestos covalentes y para indicar el mismo concepto, sobre compuestos iónicos, se usa la expr esión peso (masa) fórmula gramo, aunque algunos autor es emplean el término mol cuando se hace r eferencia a la masa molecular gramo y a la masa fórmula gramo. Nosotros utilizaremos el término mol indistintamente.


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225 225

Fórmula real La fórmula real de un compuesto puede ser la fórmula empírica o un múltiplo entero de ella. Para determinar la fórmula r eal de un compuesto es necesario conocer , en primer lugar, la fórmula empírica y la masa molecular de dicho compuesto . Ahora bien, para conocer la fórmula empírica debemos saber la composición porcentual del compuesto y las masas atómicas de sus constituyentes.

Problemas resueltos 1. Para calcular la fórmula real de un compuesto que contiene 85.62% de carbono y 14.28% de hidrógeno, y una masa molecular de 56, se procede de la siguiente manera. Constituyentes

Masa atómica

at-g

Carbono

12

12 g

Hidrógeno

1

1g

Se consideran como base 100 g de compuesto, por lo que su composición por centual nos indica que existen: 85.62 g de carbono 14.28 g de hidrógeno En seguida se calcula el número de at-g (átomo-gramo) de cada constituyente. Para el carbono: 1 at-g _____________ 12 g x at-g _____________ 85.62 g x=

85.62 g ×1 at – g 12 g

x = 7.13 at-g Para el hidrógeno: 1 at-g _____________ 1 g x at-g _____________ 14.28 g x=

14.28 g ×1 at – g 1g

x =14.28 at-g Por tanto,


C: 7.13 at-g H: 14.28 at-g

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226


Posteriormente se determina la relación entre estas cantidades dividiéndolas entre el número más pequeño que hayas encontrado. C: x =

7.13 at – g =1 7.13 at – g

H: x =

14.28 at – g =2 7.13 at – g

Por lo que la fórmula empírica es: CH2 La fórmula real puede ser esta fórmula empírica o un múltiplo de ella, y se representa de la siguiente manera: (CH2)n donde n indica el número por el que se deben multiplicar los subíndices encontrados. Para calcular n es necesario conocer la masa molecular del compuesto. En este ejemplo es de 56. El conjunto CH2 tiene una masa molecular de: C: 1 × 12 = 12 H: 2 × 10 = 2 14

(1 átomo por su masa atómica) (2 átomos por su masa atómica) masa molecular de CH2 de la fórmula real (CH2)n = 56

Luego

14 n = 56 n=

56 14

n =4 La fórmula real del compuesto será (CH2)n = (CH2)4 = C4H8

2. Encuentra la fórmula real de un compuesto que contiene 75.8% de arsénico y 24.2% de oxígeno. Con una masa molecular de 199.3. 1 at-g de arsénico 75 g 1 at-g de oxígeno 16 g En 100 g del compuesto habrá: 75.8 g de arsénico 24.2 g de oxígeno Átomos gramos de cada constituyente:


Arsénico:

75.8 =1 75

Oxígeno:

24.2 = 1.5 16

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227 227

Relación entre estas cantidades encontradas

Arsénico:

1 =1 1

Oxígeno:

1.5 = 1.5 1

Fórmula empírica As1O1.5 Como no puede haber fracciones de átomo en las moléculas, los subíndices encontrados se multiplican por 2 y se obtiene: As2O3 La fórmula real se determina con (As2O3)n Para calcular n se sabe que la masa molecular del compuesto es 199.3. E l conjunto As2O3 tiene masa molecular de 199.3, luego (199.3)n = 199.3 n = 199.3 199.3 n =1 La fórmula real es (As2O3)n (As2O3)1 = As2O3

3. Determina la fórmula real de un compuesto del que se ha encontrado que está formado por 32.4% de sodio, 22.5% de azufr e y 45.1% de o xígeno. Su masa molecular es 142. Esta sustancia por cada 100 g contiene: 32.4 g de sodio 22.5 g de azufre 45.1 g de oxígeno Al consultar la tabla de masas atómicas se determina que 1 at-g de cada constituyente equivale a Na: 23 g S: 32 g O: 16 g Ahora se determina el número de at-g que hay en los 100 g de la muestra.


Na :

32. 4 = 1.4 23

S:

22.5 = 0.7 32

O:

45.1 = 2.9 16

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228


La relación entre estos números es:

Na :

1.4 =2 0.7

S:

0.7 =1 0.7

O:

2.9 =4 0.7

La fórmula empírica es: y su fórmula real

Na2SO4 (Na2SO4)n

El conjunto de átomos r epresentado por la fórmula Na2SO4 tiene una masa molecular de 142 y la masa molecular del compuesto es 142. Entonces (142)n = 142 142 n= 142 n=1 (Na2SO4)n = (Na2SO4)1 = Na2SO4

Figura 6.10 Compuestos de la fórmula empírica CH2O En cada uno de estos compuestos, la relación de átomos es 1C:2H:1O. Como una molécula de cada compuesto tiene diferente número de cada átomo, es un compuesto diferente con su propia fórmula molecular.

Ejercicios Encuentra la fórmula empírica (simple) de un compuesto que tiene la siguiente composición porcentual: Na = 19.3%, S = 26.9% y O = 53.8%. Determina además su fórmula real si sabes que su masa molecular es 238.


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Constituyentes

g × 100 de la muestra

at-g

at-g en la muestra

229 229

Relación

Sodio Azufre Oxígeno

Fórmula empírica: ______________________________________________________ Masa molecular en este conjunto: __________________________________________ Masa molecular de la muestra: 238 _________________________________________ Relación entre las masas (n): ______________________________________________ Fórmula real: __________________________________________________________ La unidad de masa que se ha utilizado es el gramo; se entiende por mol la masa molecular expresada en gramos (obtenida de la fórmula que representa a determinado compuesto, ya sea empírica o molecular) y por at-g la masa atómica expresada en gramos.

Relaciones ponderales Una ecuación química balanceada nos proporciona suficiente información para realizar cálculos estequiométricos referidos a las sustancias que intervienen en ella. Por ejemplo, durante la combustión del metano se produce dióxido de carbono y agua. La representación de esta reacción sería: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O De manera cualitativa esta ecuación nos muestra que reacciona el metano con el oxígeno para producir dióxido de carbono y agua; pero cuantitativamente, y esto es lo importante, en estequiometría nos indica que 1 molécula de metano se combina con 2 moléculas de oxígeno para producir 1 molécula de dióxido de carbono y 2 de agua. H

H O H

C

H

O

+

O O

C

O

Metano

O

Oxígeno

O

+ H

H

H

Dióxido de carbono

O Agua

H Figura 6.11 Reacción del metano con el oxígeno.

Además, la fórmula indica la masa molecular, por lo cual se deduce que: 16 u + 2(32) u → 44 u + 2(18) u 16 u de CH4 + 64 u de O2 → 44 u de CO2 + 36 u de H2O


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230


Como en la práctica es imposible trabajar con moléculas individuales, a niv molar se tiene que 1 mol de metano

+

2 moles de oxígeno

→

1 mol de dióxido de carbono

+

el

2 moles de agua

lo que expresado en gramos es: 16 g de CH4 + 64 g de O2 → 44 g de CO2 + 36 g de H2O 16 g + 64 g → 44 g + 36 g Aquí podemos plantear un problema. ¿Cuántas moles de metano (CH4) reaccionando con el suficiente oxígeno (O2) se necesitan para obtener 4 moles de agua (H2O)? La ecuación nos indica que con 1 mol de metano (CH 4) se obtienen 2 de agua (H2O) por lo que se establece la relación 1 mol CH4 _____________ 2 moles H2O x moles CH4 _____________ 4 moles H2O x=

1 mol CH4 × 4 moles H2 O 2 moles H2 O

x = 2 moles CH4 Para resolver problemas de este tipo, en primer lugar se escribe la ecuación balanceada que representa a la reacción indicada en el problema. En seguida se lee con atención el problema para saber qué se pregunta y cuáles son los datos que se proporcionan. Después se identifican las sustancias en la ecuación y se escriben en la parte superior de sus fórmulas los datos que se han obtenido al leer el pr oblema. En seguida, en la parte inferior de estas mismas fórmulas, se escribe la masa en moles o gramos que indican. De la disposición de tales datos en la ecuación se establece la r elación y se hacen las operaciones correspondientes, se obtiene el resultado. (Es obvio que con la práctica, el planteamiento se puede hacer de manera directa.)

Problemas resueltos Mol-mol Vamos a calcular la cantidad en moles que se obtienen de sosa cáustica (hidróxido de sodio, NaOH) cuando r eaccionan totalmente 0.45 mol de cal apagada (hidr óxido de calcio, Ca(OH)2, con carbonato de sodio (Na2CO3): Ecuación


(2) 0.45 mol Na2CO3 + Ca(OH)2 1 mol (3)

→

(1) x 2NaOH + CaCO3 2 moles (4)

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231 231

Leamos detenidamente el problema. “... calcular la cantidad en moles que se obtienen de sosa cáustica (hidr óxido de sodio, NaOH)...”. Aquí está la pregunta: se escribe x sobre la fórmula NaOH de la ecuación (1). Continuamos la lectura: “... cuando r eaccionan totalmente 0.45 mol de cal apagada [hidr óxido de calcio, Ca(OH)2]…”. Aquí encontramos un dato, se escribe 0.45 mol sobre la fórmula Ca(OH)2 (2). “... con carbonato de sodio (Na2CO3)”. Del carbonato de sodio no se pr egunta ni se proporciona ningún dato; por eso no se le considera para resolver el problema. En seguida se obtienen y se escriben las moles que indican las fórmulas de las sustancias identificadas, en la parte inferior de las mismas: Na2CO3 + Ca(OH)2 → 2NaOH + CaCO3 1 mol 2 moles (3) (4) Se plantea el problema. 0.45 moles _____________ x 1 mol _____________ 2 moles

0.45 mol × 2 moles 1 mol x = 0.9 mol x=

Por tanto, el resultado es que se obtienen 0.9 mol de NaOH. Mol-masa ¿Cuántos gramos de nitruro de magnesio (Mg3N2) se obtienen cuando reaccionan 3.2 moles de amoniaco (NH3) con el suficiente magnesio (Mg)? Ecuación (2) 3.2 moles 2NH3 + 3Mg 2 moles (3)

→

(1) xg Mg3N2 + 3H2 100.9 g (4)

“¿Cuántos gramos de nitruro de magnesio (Mg3N2) [...(1)] se obtienen cuando reaccionan 3.2 moles de amoniaco (NH3)[... (2)]” NH3 2 moles (3) Mg: N:

Mg3N2 100.9 g (4) 24.3 × 3 = 72.9 14 × 2 = 28 100.9 g

Las unidades empleadas para las sustancias deben ser congruentes. Se plantea 3.2 moles _____________ x g 2 moles _____________ 100.9 g


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232


3.2 moles ×100.9 g 2 moles x = 161.44 g

x=

Se obtienen 161.44 g de Mg3N2. Masa-mol ¿Cuántas moles de ácido clorhídrico (HCl) en r eacción total con dió xido de manganeso (MnO2) se necesitan para obtener 10 g de cloruro de manganeso (MnCl2)? Ecuación (1) x moles 4HCl + MnO2 4 moles (3)

→

(2) 10 g MnCl2 + Cl2 + 2H2O 125.9 g (4)

“¿Cuántas moles de ácido clorhídrico (HCl)...” (1) “... reaccionando totalmente con dióxido de manganeso (MnO2) se necesitan para obtener 10 g de cloruro de manganeso (MnCl2)?” (2) HCl 4 moles (3) Mn: Cl:

MnCl2 125.9 g (4) 54.9 × 1 = 54.9 35.5 × 2 = 71.0 125.9 g (4)

Se plantea x moles _____________ 10 g 4 moles _____________ 125.9 g Figura 6.12 Método del mol Primero se convierte la cantidad de reactivo (en gramos u otras unidades) a número de moles. Luego se utiliza la razón proporcional de moles en la ecuación ajustada para calcular el número de moles de producto formado. Finalmente, se convierten los moles de producto en gramos de producto.

x=

4 moles × 10 g 125.9 g

Se necesitan 0.31 mol de HCl.

Masa de reactivo

→

Moles de reactivo

→

Moles de producto

→

Masa de producto

Masa-masa Se requiere neutralizar 50 g de ácido sulfúrico (H 2SO4). ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio (NaOH) se deben emplear? Ecuación (1) 50 g H2SO4 + 2NaOH 98 g (3)


→

(2) x Na2SO4 + 2H2O 80 g (4)

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233 233

“Se requiere neutralizar 50 g de ácido sulfúrico (H2SO4)...” (1) “¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio (NaOH)…” (2) H2SO4 1 mol

Se plantea

NaOH 2 moles

H: 1 × 2 = 2 S: 32 × 1 = 32 O: 16 × 4 = 64 98 g (3)

Na: 23 × 1 = 23 O: 16 × 1 = 16 H: 1 × 1 = 1 2(40) g (4)

50 g _____________ x 98 g _____________ 80 g x=

50 g × 80 g 98 g

x = 40.8 g Se necesitan 40.8 g de NaOH.

Ejercicios 1. Según la ecuación CaO + H2O → Ca(OH)2 ¿cuántos gramos de hidr óxido de calcio, Ca(OH) 2, se obtienen al r eaccionar 500 g de óxido de calcio (CaO)? Resultado: _________________________________________________________

2. En la siguiente ecuación Mg + CuSO4 → MgSO4 + Cu ¿cuántos gramos de magnesio, Mg, reaccionando totalmente con sulfato de cobre II son necesarios para obtener 2.5 moles de cobre, Cu? Resultado: _________________________________________________________

3. Se necesitan 100 g de hierro (Fe). ¿Cuántas moles de óxido de hierro III (Fe2O3) deben reducirse con monóxido de carbono (CO)? Ecuación Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 Resultado: _________________________________________________________

4. ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono (CO2) se producen al reaccionar 50 g de carbonato de sodio (Na2CO3) con suficiente ácido clorhídrico (HCl)? Ecuación Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O Resultado: _________________________________________________________


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234


Relaciones volumétricas Con los elementos vistos anteriormente, podemos r ealizar cálculos a partir de reacciones que impliquen masas y v olúmenes, bajo condiciones NPT. Es indispensable usar unidades congruentes en las sustancias consideradas: gramos con gramos, litros con litros, moles con moles, etcétera.

Problemas resueltos Masa-volumen ¿Cuántos litros de dióxido de carbono (CO2) se obtienen cuando se descomponen totalmente 20 g de carbonato de calcio (CaCO3)? (2) 20 g CaCO3 100 g (3)

→

(1) xL CaO + CO2 22.4 L (4)

“¿Cuántos litros de dióxido de carbono (CO 2)···” (1), “se obtienen cuando se descomponen totalmente 20 g de carbonato de calcio (CaCO3)?” (2) Moles de CaCO3 (en gramos): Ca: 40 × 1 = 40 C: 12 × 1 = 12 O: 16 × 3 = 48 100 g (3) Moles de CO2 (en litros): 22.4 L (4) Se plantea: 20 g ______________ x L 100 g ______________ 22.4 L x=

20 g × 22.4 L 100 g

x = 4.48 L Con 20 g de CaCO3 se obtienen 4.48 L de CO2. Volumen-masa “¿Cuántos gramos de clorato de potasio (KClO3) se necesitan para obtener 10 L de oxígeno (O2)?” Ecuación: (1) xg 2KClO3 245 g (3)


→

(2) 10 L 2KCl + 3O2 67.2 L (4)

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235 235

“¿Cuántos gramos de clorato de potasio (K ClO3) ...” (1), “... se necesitan para obtener 10 L de oxígeno (O2)?” (2) Moles de KClO3 (en gramos): K: 39 × 1 = 39 Cl: 35.5 × 1 = 35.5 O: 16 × 3 = 48 122.5 g × 2 = 245 g (2 moles) (3) Moles de O2 (en litros): 22.4 L × 3 67.2 L (4) Se plantea:

x g _______________ 10 L 245 g ________________ 67.2 L x=

245 g × 67.2 L 67.2 L

x = 36.4 g Para obtener 10 L de O2 se necesitan 36.4 g de KClO3. Volumen-volumen Ahora calculemos el volumen, en litros, de oxígeno (O2) que reacciona totalmente con bisulfuro de carbono (CS 2), que es necesario para obtener 50 L de dió xido de azufre (SO2) en condiciones npt : Ecuación:

(1) xL CS2 + 3O2 3(22.4) = 67.2 L (3)

→

(2) 50 L CO2 + 2SO2 2(22.4) = 44.8 L (4)

“Calcular el volumen de oxígeno (O2) en litros...” (1), “... que reaccionando totalmente con disulfuro de carbono (CS2), se necesita para obtener 50 L de dióxido de azufre (SO2) en condiciones npt ”. (2) Se plantea:

x _____________ 50 L 67.2 L _____________ 44.8 L x=

67.2 L × 50 L 44.8 g

x = 75 L Se necesitan 75 L de O2.

Reactivo limitante y en exceso En los pr oblemas vistos con anterioridad se emplean expr esiones como “reacción total”, “con el suficiente...”, esto significa que la sustancia a que nos r eferimos reacciona totalmente y r ecibe el nombr e de reactivo limitante. En otras palabras, un reactivo limitante se consume por completo en una reacción, mientras que el reactivo en exceso es el que se encuentra en mayor proporción estequiométrica, o como su nombre lo indica, está en exceso.


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236


Hagamos el siguiente ejercicio: ¿Cuántos gramos de óxido de magnesio (MgO) se obtienen cuando reaccionan 10 g de magnesio (Mg) con 20 g de oxígeno (O2)? Ecuación: 2Mg + O2 → 2MgO De acuerdo con la ecuación, 2 moles de magnesio (Mg): 24.3 × 2 = 48.6 g reaccionan con una mol de oxígeno (O2): Luego,

Antes del inicio de la reacción

16 × 2 = 32 g 48.6 g Mg _____________ 32 g O2 10 g Mg _____________ x g O2 10 g Mg × 32 g O2 x= 48.6 g Mg x = 6.5 g O2

Es decir, los 10 g de Mg r eaccionan con 6.5 g de O 2; por lo tanto, el reactivo limitante es el Mg, mientras que el r eactivo en exceso es el O 2. Al sumar estas dos cantidades (10 g + 6.5 g) se determina que se obtienen 16.5 g de MgO.

Después que se completó la reacción NO

O2

NO2

Figura 6.14 Al comienzo de la reacción son 8 moléculas de NO y 7 moléculas de O2. Al final, todas las moléculas de NO han desaparecido, y sólo quedan 3 moléculas de O2. Por tanto, el NO es el reactivo limitante y el oxígeno está en exceso. Cada molécula puede ser tratada como si fuera 1 mol de sustancia en la reacción.


Figura 6.13 Una mezcla de 5 moléculas de CH4 y 3 moléculas de H2O experimentan la reacción CH4(g) + H2O(g) → 3H2(g) + CO(g). Observa que las moléculas de H2O se consumen primero y quedan 2 moléculas de CH4 sin reaccionar.

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237 237

Porcentaje de rendimiento En los problemas hasta aquí vistos, los cálculos son teóricos y el pr oducto, en realidad, es menor que el calculado a partir de las relaciones estequiométricas. Son varios los factores que intervienen para que esto suceda; por ejemplo, algunos reactivos no reaccionan totalmente, la r eacción puede ser r eversible, etcétera. Sin embargo, en química industrial es muy importante conocer el porcentaje de rendimiento que se obtiene, como se indica a continuación: Porcentaje de rendimiento =

Producción real ×100 Producción teórica

A continuación te presentamos un ejemplo: Se ha encontrado que al r eaccionar 120 g de eteno (C 2H4) con el suficiente o xígeno se obtienen 180 g de ó xido de etileno (C 2H4O). Estos 180 g r epresentan la producción real. La producción teórica del C 2H4O se obtiene en la forma acostumbrada: Ecuación:

120 g xg 2C2H4 + O2 → 2C2H4O 2(44) = 88 g 2(28) = 56 g 120 g ___________ x 56 g ____________ 88 g x=

120 g × 88 g 56 g 56g

x = 188.5 g; la producción teórica de C2H4O 180g × 100 = 0.954 × 100 % de rendimiento: 180.5 Porcentaje de rendimiento: 95.4%.

Ejercicios Resuelve los siguientes problemas 1. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico (H 2SO4), en reacción con zinc (Zn), se necesitan para obtener 10 L de hidrógeno (H2)? Ecuación H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2 Resultado: _________________________________________________________

2. ¿Cuántos litros de amoniaco (NH 3) se obtienen cuando r eaccionan 20 g de nitr ógeno (N2) con suficiente hidrógeno (H2)? Ecuación 3H2 + N2 → 2NH3 Resultado: _________________________________________________________


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238


3. ¿Qué volumen de oxígeno (O2) se necesita para la combustión completa de 10 g de bisulfuro de carbono (CS2)? Ecuación CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2 Resultado: _________________________________________________________

4. ¿Cuántos gramos de peróxido de hidrógeno (agua oxigenada, H2O2) se necesita descomponer para obtener 4 L de oxígeno (O2)? Ecuación 2H2O2 → 2H2O + O2 Resultado: _________________________________________________________

Lectura

El alcohol metílico: ¿combustible con futuro? Recientes estudios revelan la posibilidad de que el alcohol metílico, conocido como metanol, sería un buen sustituto de la gasolina, con lo cual disminuiría la emisión de contaminantes a la atmósfera. Una de las ventajas del metanol es que reacciona casi en su totalidad con el oxígeno en el motor del automóvil, a diferencia de la gasolina, por lo que libera mínimas cantidades de contaminantes a la atmósfera. En comparación con la gasolina, el metanol produce menos monóxido de carbono (CO) en el escape. Como sabemos, el monóxido de carbono no sólo es tóxico, también provoca la formación de dióxido de nitrógeno mediante la reacción CO(g) + O2(g) + NO(g) – + CO2(g) + NO2(g) El dióxido de nitrógeno es un gas café que permite la formación de ozono y lluvia ácida. La idea de usar el metano como combustible automotriz no es una idea nueva. En algunas competencias de autos de carreras los coches sólo deben usar alcohol metílico, porque tiene características antigolpe, incluso a la alta velocidad a la que estos motores funcionan. Pero el metanol presenta también algunos inconvenientes. Uno de ellos es el bajo rendimiento por kilómetros recorridos; en una determinada distancia, se consumiría el doble de litros de metanol que de gasolina, y por lo mismo el tanque del automóvil debe ser del doble de tamaño.


Además, el costo promedio del metanol es equivalente a la mitad del precio de la gasolina, de manera que el monto neto es aproximadamente igual para ambos combustibles. Otra desventaja del metanol es su alta afinidad por el agua que provoca condensaciones de la atmósfera, las cuales permiten aumente la corrosión tanto en el tanque como en las líneas de combustible. El problema más grave del metanol es su tendencia a formar formaldehído, HCHO, en el proceso de combustión. Se cree que el formaldehído es cancerígeno (sustancia que provoca cáncer). También provoca la formación de ozono en la atmósfera, que da lugar a contaminación más grave. Los investigadores trabajan en los convertidores catalíticos para los sistemas de escape, con el fin de ayudar a descomponer el formaldehído. Debido a que el acceso a esta sustancia es limitado, en la actualidad se están preparando automóviles en Estados Unidos que puedan funcionar tanto con metanol como con gasolina. Estos vehículos pronto se probarán a gran escala en el estado de California. Es muy probable que en pocos años tu coche usará metanol en lugar de gasolina.

Adaptado de Steven Zumdahl, Fundamentos de química, 5a. ed., McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, p. 257.

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6.3 Normalización de volúmenes

239 239

6.3 Normalización de volúmenes Mapa conceptual 6.3 Normalización de volúmenes que es Ajustar el volumen de un gas en Condiciones normales de presión y temperaturas es decir Presión de 760 torr temperatura de 273 K de acuerdo con la

Ley de Boyle

Ley de Charles

Ley de Gay-Lussac

Ley de los gases perfectos

En las r elaciones volumétricas anteriores se han considerado condiciones npt , es decir, temperatura 273 K y presión 760 torr normales. Al emplear las ley es de los gases siempr e se dan temperaturas absolutas, K = °C + 273. La temperatura normal corresponde a la absoluta (Kelvin) a 273. Esto es debido a que teóricamente muchos gases ocuparían un v olumen de 0 a –273 °C o 0 K. La escala absoluta se inicia en 0 K y no tiene temperaturas negativas. A estas condiciones se les llama normales pero no comunes, ya que en la realidad se dan condiciones diferentes, por ejemplo, medir el volumen de un gas en el laboratorio implica que la presión sea de 740 torr y la temperatura de 18 °C. A continuación veremos cómo puede ajustarse el v olumen de un gas medido en condiciones no normales al volumen que ocuparía en condiciones npt .

Ley de Boyle A temperatura constante, el v olumen ocupado por un gas es inv ersamente proporcional a la presión. K V1 = P1 (K = constante de proporcionalidad) K depende de la masa y la temperatura y si éstas no varían entonces


Ley general del estado gaseoso

¿Sabías que...? Debido a que la escala Kelvin mide temperaturas sobre el cero absoluto, todas las lecturas son positivas. Por ello, la escala Kelvin se llama escala de temperatura absoluta, y como en la Celsius las divisiones se llaman grados (°C), en la escala Kelvin se llaman kelvins (K) sin especificar grados.

¿Sabías que...? La unidad de presión torr equivale a la presión que ejerce una columna de Hg de 1 mm de altura. Lleva este nombre en honor a Evangelista Torricelli (1608-1647), físico y matemático italiano, quien realizó el descubrimiento del principio del barómetro, por el que pasó a la posteridad.

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240


V = 2V1

P V

Figura 6.15 Ley de Boyle.

P=

1 P 2 1

V2 =

de donde

P = 2P1 1 V 2 1

V=

K P2

P1V1 = P2V2 (1 = condiciones iniciales, 2 = condiciones finales)

Figura 6.16 Aparato para estudiar la relación entre la presión y el volumen de un gas En a) la presión del gas es igual a la presión atmosférica. La presión ejercida sobre el gas aumenta desde a) hasta d) a medida que se agrega mercurio, y el volumen del gas disminuye, como predice la ley de Boyle, la presión adicional ejercida sobre el gas se nota por la diferencia entre los niveles de mercurio (h mmHg). La temperatura del gas se mantiene constante.

h h Gas h

a)

d)

c)

b)

Ley de Charles La palabra y su raíz presión (Latín) pressum apretar, retener. Acción o efecto de apretar o comprimir.

A presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta que soporta. V1 = KT1 Volumen

V1 =K T1 Temperatura 0 K


273 K

546 K

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Si la masa y la presión no varían, K no varía; entonces V2 =K T2

241 241

Investiga Qué pasaría con los fluidos de tu cuerpo si la presión que ejerce la naturaleza desapareciera.

y por lo tanto V1 V = 2 T1 T2

ura

t era

Dis

mi

p

nto

de

tem

nu

ció

nd

e te

mp

me

Au

era

tur

a

Ley de Gay-Lussac

Figura 6.17 Modelo de la ley de Charles Cuando un globo es calentado, la temperatura del aire en su interior aumenta, así como la energía cinética promedio de las partículas de aire. Las partículas ejercen mayor fuerza sobre el globo, pero la presión interior no aumenta más allá de la presión inicial porque el globo se expande. Cuando el globo se enfría, disminuye la temperatura del aire del globo y también la energía cinética de las partículas de aire. Éstas se mueven más lento y chocan con el globo con menos frecuencia y menos fuerza. El globo se contrae y la presión del aire del globo se mantiene en equilibrio con la presión atmosférica.

A volumen constante, la presión de una masa gaseosa es directamente proporcional a la temperatura que soporta. P1 = KT1 Como la masa y el volumen no varían, entonces P2 = KT2 por lo tanto

P1 P == 2 T1 T2

De la combinación de las ecuaciones tendremos: P1V1 P2V2 = T1 T2

a la que se le conoce como ecuación o ley de los gases perfectos.

Problemas resueltos Resolvamos los siguientes problemas aplicando las leyes de los gases.

1. Considérese la temperatura constante para calcular el volumen que ocuparía una masa de oxígeno a presión normal, si ocupa 20 L a 750 torr.


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242


La temperatura constante es considerada en la ley de Boyle. Ecuación:

P1V1 = P2V2 P1V1 V2 = P2 V2 =

750 torr × 2 L 760 torr

V2 = 19.7 L

2. A presión constante, cier ta cantidad de nitr ógeno (N2) ocupa un v olumen de 8 L a 20 °C. ¿Cuál será su volumen a temperatura normal? La ley de Charles considera la presión constante. Ecuación:

V1 V2 = = V1 T2 V2 = =

V1T2 T1

V2 = =

8 L × 273 K 8 L × 273 K = = = 7.4 L (20 + 273) K 293 K

= 7.4 L V2 = 3. Un depósito, cuyo volumen no varía, contiene acetileno (C2H2) y a 15 °C su presión es de 2.5 atm. Calculemos la pr esión que ejerce este gas cuando la temperatura se elev a a 40 °C. La ley de Gay-Lussac considera el volumen constante. Ecuación

P1 P2 = T1 T2 P2 = P2 =

P1T2 T1 2.5 atm (40 + 273) K (15 + 273) K

P2 = 2.7 atm 4. Se tienen 30 L de hidrógeno a 25 °C y una presión de 800 torr. ¿Cuál será su volumen a 35 °C y a una presión de 1.5 atm? Si empleamos la ley general de los gases. Ecuación

P1 P1 PV = 2 2 T2 T1


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243 243

De donde

V2 =

P1V1T2 P2T1

V2 =

800 torr × 30 L × (35 + 273) K 1.5 × 760 torr × 298 K

V2 =

7 392 000 L 339 720

V2 = 21.7 L

Ya se ha indicado que en estos pr oblemas la temperatura debe expresarse en kelvins y en el caso de la presión deben usarse unidades congruentes, por eso se convirtieron atm a torr. Se puede tener otra expresión para la ley general del estado gaseoso. P1V1 P2V2 = T1 T2

considerando que, si la presión y la temperatura no varían, el volumen es directamente proporcional a la masa. Por ejemplo, si 3 kg de un gas ocupan un volumen de 5 L, 6 kg ocuparán el doble de volumen, o sea 10 L, de donde se obtiene la expresión P1V1 = MK T1

donde M es la masa en gramos y K la constante de proporcionalidad. Pero la masa (M) en este tipo de problemas conviene expresarla en moles (n) por lo que la masa del gas en gramos se divide entre su masa molecular. Por ello PV = nR T

o PV = nRT Esta ecuación es otra forma de la ley general de los gases perfectos, donde: n = Números de moles. v R = Constante cuyo valor se calcula si se sabe que 1 mol gramo ocupa un olumen de 22.4 L a 273 K y una atmósfera de presión. Se sustituye R=

PV Tn

R=

1 atm × 22.4 L 273 K ×1 mol

R= = 0.082


(L)(atm) = 0.082(L)(atm)(K −1 )(mol −1 ) = (K)(mol)

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244


El valor de R obtenido es válido cuando la presión se da en atm, el volumen en L, la temperatura en K y la masa en moles. Revisa bien los siguientes ejemplos. ¿Qué volumen ocupa 5 kg de O2 a 15 atm de presión y 20 °C de temperatura? Ecuación

PV = nRT V=

nRT P

El número de moles del O2 se obtiene dividiendo 5 000 g entre la masa molecular que es de 32. n=

5000 = 156.25 moles 32

La temperatura en K será: 20 + 273 = 293 K Luego V=

156.25 mol × 0.082 L atm K −1mol −1 × 293 K 15atm

V = 250.27 L

Ley general de los gases Los gases más comunes, por ejemplo H2, O2, N2, etcétera, a presiones y temperaturas moderadas sufren cambios de volumen al variar estas condiciones, mismas que se pueden expresar con ecuaciones simples. Los gases que se compor tan como estas ecuaciones r eciben el nombre de gases perfectos o ideales. Cuando las condiciones son extremas (temperaturas de 1 000 K o tan bajas que se acerquen al punto de licuefacción de los gases), se dice que esas condiciones no son válidas.

Ejercicios Resuelve, de acuerdo con la ley general de los gases, los siguientes problemas.

1. Se tienen 4 L de helio (He) en un globo a una temperatura de 30 °C, ¿cuál será su volumen si la temperatura desciende a 20 °C y la presión permanece constante? __________________________________________________________________

2. Un gas ocupa un v olumen de 50.8 cm 3 a una pr esión de 792 torr a la temperatura de 25 °C, calcula el volumen que ocupará a 700 torr si la temperatura se mantiene a 25 °C. __________________________________________________________________


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6.4 Contaminación del aire

245 245

3. Una masa de gas a 9 °C ejer ce una presión de 0.8 atm. ¿Que presión ejercerá a 35 °C si el volumen permanece invariable? __________________________________________________________________

4. 4 dm3 de H2 a 16 °C ejercen una presión de 2 atm. Calcular el volumen que ocuparían en condiciones normales. __________________________________________________________________

5. Calcula la presión que ejercerían 50 g de N 2 contenidos en un r ecipiente de 10 L a una temperatura de 27 °C. __________________________________________________________________

6.4 Contaminación del aire Mapa conceptual 6.4 Contaminación del aire se origina

En forma natural

Por actividades humanas

que producen

Contaminantes primarios relacionados con

que originan

La destrucción de la capa de ozono. El efecto invernadero y el calentamiento global de la Tierra, la inversión térmica, el esmog y la lluvia ácida

Contaminantes secundarios

como

Óxidos de C, S y N, hidrocarburos y partículas suspendidas

como Ozono y algunos compuestos orgánicos

Se llama aire a la mezcla de gases que se encuentran en la atmósfera. Su composición depende de la altitud, el clima y la temperatura, entre otros factores. Ve el cuadro de la siguiente página.

Componentes más importantes del aire Los componentes principales del air e son el nitr ógeno, el o xígeno, el dió xido de carbono y el vapor de agua.


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246


Cuadro 6.1 Composición del aire seco al nivel del mar.

Nitrógeno Disminuye el poder oxidante del oxígeno al moderar las combustiones; también, en forma de ó xidos y amoniaco, pasa al suelo para después ser absorbido por las plantas. Oxígeno Es indispensable para el proceso de la respiración en los organismos heterótrofos; además, favorece las combustiones. Dióxido de carbono De forma natural, se pr oduce por las combustiones y la descomposición de las sustancias orgánicas. P arte del CO 2 generado de esta forma se disuelve en el agua de ríos, lagos y mares. Otra parte la aprovechan las plantas verdes en la fotosíntesis, y otra parte la fija el suelo formando carbonatos. Vapor de agua Es uno de los factores principales que determinan el clima; forma la lluvia, la nieve, el granizo y la escarcha y participa en el proceso de la fotosíntesis de las plantas.

Sustancia

Porcentaje en volumen

N2

78.084

O2

20.9476

Ar

0.934

CO2

0.0314

Ne

0.001818

He

0.000524

Kr

0.000114

Xe

0.0000087

H2

0.00005

CH4

0.0002

N 2O

0.00005

O3

0-0.000007

Se denominan contaminantes primarios a aquellas sustancias que se emiten directamente a la atmósfera como r esultado de un proceso natural, como las erupciones volcánicas, los incendios forestales, etcétera, o como resultado de la actividad humana. (Ver la lectura “La protección de la capa de ozono”, en la unidad 1.) Los contaminantes secundarios son el r esultado de reacciones en las que par ticipan los contaminantes primarios.

SO2

0-0.0001

Cuadro 6.2 Contaminantes primarios y secundarios de la atmósfera

NO2

0-0.000002

I2

0-0.000001 Primarios

Secundarios

Investiga ¿Por qué el doctor Mario Molina recibió el Premio Nobel de Química (1995)?

Óxidos de carbono, COx

CO y CO2

Óxidos de nitrógeno, NOx

NO y NO2

Óxidos de azufre, SOx

SO2 y SO3

Partículas suspendidas, PST

Polvo, asbesto, metales, cenizas, partículas biogénicas, hidrocarburos

Ozono

O3

Nitrato de peroxiacetilo

PAN

Acetilo

CH3–C = O

Acetileno

HCCH

Olefinas

CnH2n, CH2 = CH2, etcétera

Aldehídos

R–CH = O

Cetonas

R–CO–R

Efecto invernadero y calentamiento global del planeta Aunque el dióxido de carbono es un componente normal del air e e indispensable para la fotosíntesis, depositado en ex ceso en la atmósfera durante largos periodos puede causar un intenso efecto de invernadero que altera los factores que regulan la temperatura sobre la Tierra; al efecto invernadero contribuyen también otros gases producidos por actividades del hombr e como metano (CH 4), clorofluorocarbonos (CFCS) y monóxido de dinitrógeno (N2O). La energía solar pasa a través de la atmósfera como luz, pero bajo las condiciones de la atmósfera actual el calor resultante no puede escapar. El dióxido de carbono es un producto de la combustión, su concentración en la atmósfera puede aumentar volviéndola más caliente, con resultados muy peligrosos.


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Efectos del calentamiento global Salud Cambio en la vida de organismos patógenos pr ovocando un aumento de su supervivencia. Mayor probabilidad de propagación de algunas enfermedades. Bosques Incremento de enfermedades en la flora y fauna e incendios forestales. Cultivos Baja productividad y cambios en la distribución de especies cultivadas. Agua Mayor Precipitación y contaminación de reservas. Disminución de agua utilizable debido a evaporación y desecación de suelos. Costas Elevación de la línea de costa e inundación de zonas habitables y de agricultura. Ecosistemas Desplazamiento y migración de especies, deser tización y decremento de la biodiversidad.

247 247

¿Sabías que...? El calentamiento global del planeta es consecuencia del incremento de la temperatura promedio en la superficie de la Tierra debido al aumento de gases de invernadero.

Inversión térmica En condiciones normales la temperatura de la atmósfera disminuy e conforme aumenta la altura. Sin embargo, cuando la capa inferior de aire frío queda atrapada por una capa de aire caliente superior, este fenómeno natural se llama inversión térmica. Esto sucede en ambientes limpios o contaminados, per o los efectos ambientales de la inversión térmica pueden ser muy peligrosos en zonas urbanas, ya que junto con la capa de aire atrapada queda una gran cantidad de contaminantes. Al no haber movimiento vertical del aire los contaminantes continúan concentrándose. Una inversión térmica ocurre también cuando choca un fr ente cálido con uno frío. La masa de aire caliente y menos densa se desliza por encima de la masa fría y se produce una condición de estabilidad atmosférica.

La palabra y su raíz esmog El término proviene de smog, que es la contracción de las palabras inglesas smoke humo, fog niebla.

Esmog El esmog es una niebla o bruma peligrosa por las sustancias químicas y partículas suspendidas que contiene. El esmog industrial contiene una mez cla de niebla con partículas de humo (cenizas y hollín), dió xido de azufr e, pequeñas gotas de ácido sulfúrico y , como su nombr e lo indica, se forma en zonas de gran actividad industrial por la combustión de petróleo y carbón. El esmog fotoquímico se forma en las grandes ciudades con clima seco durante los días soleados, es una mez cla de contaminantes primarios y secundarios. C uando estos contaminantes se exponen a la luz solar interactúan para producirlo.

Lluvia ácida El humo que se produce durante la combustión del carbón y el petróleo en las industrias contiene, además de par tículas suspendidas, óxidos de azufre y nitrógeno, estos óxidos también son producidos durante la combustión de gasolina en los automóviles. Dichos óxidos reaccionan con el agua del aire (vapor) y producen ácidos:


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248


SO2 + H2O SO3 + H2O 2NO2 + H2O CO2 + H2O

H2SO3 H2SO4 HNO2 + HNO3 H2CO3

Condición normal Aire muy frío

Aire frío

Aire caliente

Ácido sulfuroso Ácido sulfúrico Ácido nitroso y nítrico Ácido carbónico

Inversión térmica Aire no contaminado frío

Aire caliente inmóvil

Aire contaminado frío (smog)

Figura 6.18 Esquema de la inversión térmica.

Cuando llueve los ácidos son transportados al suelo disueltos en el agua, de ahí el nombre de lluvia ácida. La lluvia ácida corroe los metales, afecta el cemento en los edificios, fomenta la acidez de algunos tipos de suelo, lo que ocasiona que no se puedan cultivar y den poco o ningún r endimiento, contamina ríos, lagos, mar es, etcétera, interfiriendo en el crecimiento y desarrollo de los peces.

Índice Metropolitano de la Calidad del Aire (Imeca) Investiga Registra en una tabla el Imeca que reportan las autoridades sobre la contaminación ambiental de alguna ciudad del país con problemas de contaminación, y cuál ha sido el índice más alto que se ha registrado.


En nuestro país las ciudades con graves problemas de contaminación son la Ciudad de México, Monterrey y Guadalajara. Para medir la concentración de los contaminantes en estas zonas se emplea el Índice Metropolitano de la Calidad del Aire (Imeca) con una escala cuyos valores van de 0 a 500 Imeca. Si vives en una ciudad con problemas de contaminación del aire, el siguiente cuadro te ayudará a interpretar la información que emiten las autoridades con respecto a los índices Imeca.

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249 249

Cuadro 6.3 Escala de medición del Índice Metropolitano de la Calidad de Aire. Índice

Calidad del aire

0 a 50

Condiciones favorables

51 a 100

Condiciones favorables o satisfactorias

101 a 200

Manifestación de molestias en personas sensibles; condiciones no satisfactorias

201 a 300

Intolerancia al ejercicio en personas sensibles y manifestación de ligeras molestias en población; condiciones malas

301 a 500

Aparición de diversos síntomas e intolerancia al ejercicio en la población sana; condiciones muy malas

Mayores de 500

Peligro potencial para toda la población

Lectura

Contaminación del agua

En los últimos tiempos, por desgracia, el hombre ha contribuido a alterar la pureza del agua, pagando, con ello, a un alto precio, su desarrollo industrial. Las aguas contaminadas ponen en peligro la vida, tanto animal como vegetal, causando enormes daños ecológicos. Los desechos industriales (pesticidas, fungicidas, aceites, insecticidas, productos químicos, etcétera) y caseros (aguas negras, detergentes, etcétera) contribuyen a esta contaminación; lo mismo ocurre con el uso indiscriminado de fertilizantes y plaguicidas usados en la agricultura. A medida que los años pasan, los efectos de algunas prácticas agrícolas repercuten en el medio ambiente, sobre todo en las zonas de cultivo. Son muy conocidos los efectos del empleo de muchos productos químicos para tratamientos fitosanitarios.


En la actualidad hay un tipo de contaminación que está empezando a cobrar gran importancia, se trata de la contaminación de aguas por nitrato. Los excesos en el uso de abonos nitrogenados, y su posterior arrastre por las aguas de lluvia o riego, están provocando concentraciones elevadas de nitratos en aguas superficiales y subterráneas. Las aguas con dosis de nitrato altas, alteran la salud del ser humano si son consumidas por éste. Otro efecto es el alto crecimiento de la flora acuática que habita en aguas con elevadas cantidades de nitrato. Este crecimiento se considera perjudicial, ya que las plantas se pudren y consumen el oxígeno, causando la muerte de los peces, con la consecuente desaparición del cuerpo de agua (lagos, lagunas, etcétera), entre otros efectos.

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Manos a la obra

Ley de Boyle Ya sabes que la ley de Boyle es la relación cuantitativa entre el volumen y la presión de un gas a temperatura constante. Al medir cantidades que se relacionan directamente con la presión y el volumen de una pequeña cantidad de aire atrapado, puedes deducir la ley de Boyle. En la siguiente práctica determina la relación entre el volumen y la presión de un gas a temperatura constante. Material • Micropipeta de plástico de tallo delgado • Prensa de tornillo de doble poste • Marcador de punta fina • Colorante vegetal • Cerillos • Regla • Tijeras • Vaso de precipitados pequeño • Agua Procedimiento

En una tabla de datos como la que se muestra, anota este número de vueltas V en la columna Intento 1. Mide y anota la longitud L de la columna de aire en milímetros para el Intento 1.

6. Haz girar el perno una vuelta completa y anota el número del intento y el número total de vueltas. Mide y anota la longitud de la columna de aire.

7. Repite el paso 6 hasta que la columna de aire se reduzca a una longitud de 25 a 30 mm. Resuelve

1. Explica si el volumen V del aire en el tallo es directamente proporcional a la longitud L de la columna de aire. ______________________________________ ______________________________________

2. ¿Qué se puede deducir acerca de la presión P del aire de la columna y del número de vueltas V del tornillo de la abrazadera?

1. Corta con las tijeras la porción más plana del tallo de la pipeta.

2. Vacía unos 20 mL de agua en el vaso de precipitados,

______________________________________ ______________________________________

añade algunas gotas de colorante vegetal y agita para mezclar.

3. Aspira el agua con la pipeta, hasta que el bulbo esté completamente lleno, y deja que el agua cubra más o menos 5 mm del tallo de la pipeta.

4. Calienta con cuidado la punta de la pipeta sobre la flama hasta que se ablande. Usa un objeto metálico o de vidrio para aplastar la punta sobre la mesa, de manera que el agua y el aire queden sellados dentro de la pipeta. Sostén la pipeta por el bulbo y aplícale pequeños golpes para que las gotas de agua que hayan quedado en el cuello bajen al líquido. Debes obtener una columna cilíndrica de aire atrapado en el tallo de la pipeta.

5. Centra el bulbo en la prensa de tornillo y aprieta la abrazadera hasta que el bulbo se sostenga firmemente. Marca el perno de la abrazadera con un marcador de punto fino y aprieta tres o cuatro vueltas más para que la longitud de la columna de aire sea de 50 a 55 mm.


Figura 6.19 Robert Boyle Como consecuencia de los experimentos de Robert Boyle, sabemos que existe una relación entre la presión y el volumen de un gas a temperatura constante.

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3. Calcula el producto LV y el cociente L / V para cada intento. ¿Cuáles cálculos son más coherentes? Si L y V están directamente relacionados, el cociente L / V dará valores casi constantes en cada intento. Por otro lado, si L y V se relacionan inversamente, el producto LV dará valores casi constantes en cada intento. ¿ L y V están relacionados directa o inversamente?

Investiga

1. Para que una columna de mercurio de un barómetro

______________________________________

mida la presión atmosférica de 760 mm de Hg, dicha columna debe estar completamente al vacío. Pero aunque el vacío no sea completo, el barómetro aún puede medir correctamente los cambios de presión barométrica. ¿Cómo se relaciona el segundo enunciado con la ley de Boyle?

______________________________________

______________________________________

4. Explica si los datos indican que el volumen y la presión

______________________________________

del gas a temperatura constante están directa o inversamente relacionados.

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2. Usando la teoría cinética, explica por qué una disminu-

______________________________________

ción en el volumen de un gas provoca un aumento en la presión del gas.

______________________________________

_____________________________________ _____________________________________

Datos de presión y longitud Número de intento

Número de vueltas, V

Longitud de la columna de aire, L (mm)

Valor numérico, LV

Valor numérico, L / V

Adaptada de John S. Phillips, Victor S. Strozak y Cheryl Wistrom, Química. Conceptos y aplicaciones, McGraw-Hill Interamericana Editores, México, 2007, pp. 384-385.

Palabras clave calentamiento global 247 contaminación, 247 efecto invernadero, 246 esmog, 247 estequiometría, 210 fórmula real, 225 inversión térmica, 247 ley de Avogadro, 215 ley de Boyle, 239 y 250


ley de Charles, 240 ley de Gay-Lussac, 241 ley general de los gases, 244 lluvia ácida, 247-248 masa molecular, 215 mol, 215 número de Avogadro, 217 proporciones definidas, 211 proporciones múltiples, 212

proporciones recíprocas, 213 reactivo en exceso, 235 reactivo limitante, 235 rendimiento, 237 volumen molar, 217 volumen molecular gramo, 217 volúmenes de combinación, 214

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Lo que aprendí 1. Al final de cada enunciado escribe a qué ley se refiere.

2. Efectúa los cálculos correspondientes para dar respuesta a las siguientes preguntas.

• A igualdad de volumen, presión y temperatura, todos los gases tienen el mismo número de moléculas.

•

• ¿A cuántos gramos equivalen 3.5 moles de H2SO4?

____________________________________

____________________________________

____________________________________

____________________________________

Los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí; o bien en múltiplos o submúltiplos de estos pesos.

____________________________________ • ¿A cuántos gramos equivalen 20 L de CO2? ____________________________________ ____________________________________

____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ • Un compuesto siempre contiene dos o más elementos combinados en una proporción definida.

• El análisis de los hidrocarburos, a y b, dio la siguiente composición porcentual: C = 85.63% y H = 14.3%. Encuentra la fórmula empírica de estos compuestos y la fórmula real de cada uno si sabes que la masa molecular de a = 42 y de b = 56. ____________________________________

____________________________________

____________________________________

____________________________________

____________________________________

• Diferentes cantidades de un mismo elemento que se combina con una cantidad fija de otros elementos para formar distintos compuestos, se hallan en relación sencilla, la que se puede expresar en números enteros.

• ¿Cuántos gramos de cobre (Cu), en reacción con el suficiente ácido nítrico (HNO3), son necesarios para producir 10 g de monóxido de nitrógeno (NO)? ____________________________________ ____________________________________

____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ •

A la misma temperatura y presión los volúmenes de los gases se combinan o se descomponen en proporciones de números enteros simples. ____________________________________ ____________________________________


Ecuación: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO •

¿Cuántas moles de ácido clorhídrico (HCl) se obtienen cuando reaccionan totalmente 300 g de ácido sulfúrico (H2SO4) con cloruro de sodio (NaCl)? ____________________________________ ____________________________________ ____________________________________

Ecuación: H2SO4 + 2NaCl → Na2SO4 + 2HCl

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Lo que aprendí

•

¿Cuál es el número de moles de sulfato de bario que pueden prepararse a partir de 10 g de cloruro de bario?

Ecuación: 3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O

____________________________________

• ¿Cuántos litros de oxígeno (O2), medidos en condiciones NPT, se necesitan para la combustión total de 70 g de metano (CH4)?

____________________________________

____________________________________

____________________________________ Ecuación: BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 → + 2NaCl • ¿Cuántas moles de cloruro de calcio se necesitan para preparar 7 g de fosfato de calcio?

____________________________________ ____________________________________ Ecuación: CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

____________________________________

• ¿Cuántas moles de cada reactivo se necesitan para producir 15 g de óxido de hierro III (Fe2O3), de acuerdo con la siguiente reacción?

____________________________________

____________________________________

Ecuación: 3CaCl2 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6NaCl • ¿Cuántas moles de hidrógeno pueden formarse al reaccionar 2 moles de sodio con agua? ____________________________________ ____________________________________ Ecuación: 3Na + 2H2O → 2NaOH + H2

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____________________________________ Ecuación: 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3 • ¿Cuál reactivo queda en exceso y cuánto sobra si se utilizan 2 moles de cloruro de sodio (NaCl) y 300 g de ácido sulfúrico (H2SO4) de acuerdo con la siguiente reacción? ____________________________________ ____________________________________

• ¿Cuántos litros de hidrógeno, medidos a , pueden producirse a partir de la reacción de 0.275 moles de aluminio? ____________________________________ ____________________________________ Ecuación: Al + NaOH + H2O → NaAlO2 + H2 • ¿Cuántas moles de clorato de potasio pueden producirse a partir de 3.2 L de gas cloro a ? ____________________________________ ____________________________________


____________________________________ Ecuación: NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl • Se emplean 500 g de disulfuro de carbono (CS2) para que al reaccionar con cloro (Cl2) se obtenga tetracloruro de carbono (CCl4). Calcula el porcentaje de rendimiento si la cantidad obtenida de CCl4 es de 800 g. ____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ Ecuación: CS2 + 3Cl2 → CCl4 + S2Cl2

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• Se tienen 8.5 L de oxígeno (O2) a 30 °C y a 800 torr de presión. Calcula el volumen que ocuparía este gas a 40 °C y 700 torr de presión. ____________________________________

3. Se emplean 20 g de monóxido de carbono (CO) y 20 g de agua (H2O) para producir hidrógeno (H2) de acuerdo con la siguiente reacción: CO + H2O → H2 + CO2

____________________________________ • Una muestra de nitrógeno (N2) ocupa un volumen de 50 cm3 a 17 °C. ¿Qué volumen ocupará a O °C si la presión permanece constante?

a) ¿Cuál es el reactivo limitante? ____________________________________ ____________________________________

____________________________________ ____________________________________ • Cierto gas ocupa un volumen de 20 L a una presión de 700 torr y a una temperatura de 25 °C. ¿Cuál será el volumen del gas si la presión aumenta a 1 atm y la temperatura no varía?

____________________________________ ____________________________________ c) ¿Cuántos litros de hidrógeno se obtienen en condiciones NPT?

____________________________________

____________________________________

____________________________________

____________________________________

• ¿Qué volumen ocupan 2 moles de hidrógeno (H2) a 1 200 torr de presión y O °C de temperatura?


b) ¿Cuántos gramos quedan del reactivo en exceso?

d) ¿Qué volumen ocupa el hidrógeno obtenido si la temperatura es de 22 °C y la presión de 0.96 atm?

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____________________________________

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Glosario ácido que en solución acuosa todas sus moléculas se encuentran ionizadas. anión: ion negativo átomo: partícula más pequeña en que se puede dividir la materia mediante procedimientos químicos. Aufbau: proceso para desarrollar la estructura electrónica en los niveles energéticos de los átomos. base fuerte: compuesto que cuando se disuelve en agua todas sus unidades (moh) se disocian completamente en iones metálicos y iones hidróxido. calor específico: cantidad de calor que se requiere para elevar 1°C la temperatura de un gramo de sustancia. caloría: cantidad de calor necesario para elevar 1°C la temperatura de un gramo de agua. catalizador: sustancia que está presente en la masa reaccionante pero que no sufre modificación alguna, únicamente acelera o retarda la velocidad de la reacción. catión: ión positivo. ciencia: conjunto sistematizado de conocimientos ordenados lógicamente, que se refieren a hechos relacionados entre sí, que se pueden comprobar mediante la experimentación, el uso de aparatos o de las matemáticas y que conducen a la verdad relativa. compuesto: sustancia homogénea que resulta de la unión química de dos o más elementos y, por tanto, puede experimentar descomposición ulterior. compuestos binarios: compuestos que están formados por dos elementos. compuestos cuaternarios: compuestos que están formados por cuatro elementos. compuestos ternarios: compuestos que están formados por tres elementos. configuración electrónica: estructura electrónica de los átomos; distribución de los electrones en subniveles y orbitales. cristal líquido: materia que al fundirse pierde su

ácido fuerte:

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organización rígida solamente en una o dos dimensiones. cuanto: cantidad más pequeña de energía. Al cuanto de energía luminosa se le denomina fotón. dipolo: es una molécula polar, es decir, tiene un polo positivo y otro negativo. dualidad: principio que establece que los electrones se comportan como partículas (masa) y ondas (energía). ecuación química: expresión que se emplea para representar las reacciones químicas en forma abreviada y simbólica. electrolito: compuesto que conduce la corriente eléctrica, fundido o disuelto en agua. electrón: partícula subatómica fundamental, con carga eléctrica negativa y que forma la envoltura del átomo. elemento: sustancia simple, elemental, que no puede descomponerse en otras más sencillas mediante procesos químicos ordinarios. energía: capacidad para efectuar un trabajo. energía limpia: emergía que no produce contaminación del ambiente, como la energía solar y la eólica producida por la fuerza de los vientos. enlace covalente: enlace que se forma cuando los átomos que se combinan comparten electrones. enlace covalente coordinado: enlace que se forma cuando los átomos que se combinan comparten electrones, pero el par necesario para formar el enlace es proporcionado por uno de ellos solamente. enlace covalente no polar: enlace que se forma entre átomos donde las cargas eléctricas negativas se encuentran distribuidas en forma simétrica. enlace covalente polar: enlace que hace que en el espacio del átomo más electronegativo haya una mayor densidad de cargas eléctricas negativas, formándose un polo negativo en contraste con el polo opuesto, que es positivo.

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enlace que ocurre cuando hay una transferencia completa de electrones de un átomo a otro. enlace metálico: enlace que ocurre entre los átomos de metales, donde los átomos se encuentran unidos entre sí por una nube de electrones de valencia compartidos por todos los átomos del metal. enlace químico: fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas. entalpía: magnitud relacionada de manera estrecha con la energía interna de un sistema y se define como el incremento de entalpía de cualquier sistema que sufre un cambio a presión y temperatura constantes es igual al calor absorbido en el proceso. espín: giro o movimiento de rotación que el electrón efectúa sobre su propio eje. estequiometría: parte de la química que trata los cálculos de masa o volumen de las sustancias que intervienen en las reacciones químicas. fenómeno físico: cambio que sufre la materia sin alterar su estructura íntima, es decir, sin que haya transformación de sustancias. fenómeno químico: cambio que produce alteraciones en la estructura íntima de la materia y que ocurre cuando una o más sustancias se transforman en otra u otras diferentes. fisión: proceso de escisión (división) de un núcleo pesado en dos partículas aproximadamente iguales. fórmula: representación de sustancias donde se muestra la composición atómica de sus moléculas. fórmula condensada: fórmula donde se emplean subíndices que indican el número de átomos que forma la molécula sin señalar cómo están unidos. forma empírica: fórmula que refiere la proporción en números enteros de los átomos de cada elemento en un compuesto. fórmula molecular: representa el número real de átomos de cada elemento en un compuesto. enlace iónico:


puede ser la fórmula empírica o un múltiplo entero de ella. fuentes de energía: pueden ser primarias y secundarias. Son primarias aquellas donde un recurso natural se aprovecha directamente para producir energía; son secundarias las que se obtienen mediante la transformación de fuentes primarias a través de procesos físicos, químicos o nucleares. función química: propiedades que caracterizan a un grupo de compuestos. fusión: proceso opuesto a la fisión y consiste en fundir (unir) átomos ligeros para formar otro u otros de más peso. gas: estado de agregación donde la distancia entre las moléculas es muy grande y las fuerzas intermoleculares son despreciables, no tiene forma ni volumen definidos. grupos: columnas verticales en la tabla periódica que contienen elementos con propiedades similares. grupo funcional: átomo o grupo de átomos que contienen algunas moléculas y que son responsables de su comportamiento químico. heterogénea: materia en la que se puede detectar fácilmente, a simple vista o con la ayuda de una lupa o microscopio, dos o más partes que la forman, cada una de las cuales tienen propiedades diferentes. hidrácidos: ácidos que se forman mediante la unión del hidrógeno con un no metal. hidróxidos: compuestos que se caracterizan por contener en su molécula el grupo oxhidrilo o hidroxilo (OH) unido a un metal. hidruros: compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con un metal o no metal. homogénea: materia en la que no podemos distinguir en ella las partes que la forman. incertidumbre: principio que establece que no es posible conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad de un electrón. ión: átomo con carga eléctrica debido a que ha perdido o ganado electrones. fórmula real:

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conjunto de átomos unidos químicamente que tienen carga eléctrica y contiene un átomo de metal y otro u otros átomos. isótopos: átomos de un mismo elemento con diferente masa atómica esto es, átomos con el mismo número de protones, pero distinto número de neutrones. ley de Avogadro: volúmenes iguales de todos los gases con igual presión y temperatura, tienen el mismo número de moléculas. ley de Boyle: a temperatura constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión. ley de Charles: a presión constante, el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta que soporta. ley de Gay-Lussac: a volumen constante, la presión de una masa gaseosa es directamente proporcional a la temperatura que soporta. ley de la conservación de la materia: en cualquier reacción la masa-energía de los reactores (sistema inicial) es la misma que la masaenergía de los productos (sistema final). ley general de los gases: ecuación que expresa la relación exacta entre la presión (P), el volumen (V), la temperatura (T) y el número de moles (n) de un gas. PV = nRT. ley periódica: la periodicidad en la variación de las propiedades químicas de los elementos es consecuencia y función del número atómico y de la configuración electrónica. líquido: estado de agregación de la materia donde la distancia entre las moléculas es pequeña y éstas cambian de lugar ordenadamente sin ocupar posiciones definidas, es decir, las fuerzas de cohesión y repulsión se encuentran equilibradas. No tienen forma definida y su volumen es fijo. masa atómica: cantidad de materia que hay en los átomos. masa molecular: es la suma de las masas atómicas de los átomos que constituyen la molécula. iones complejos:


todo aquello que constituye los cuerpos; es la base del universo, ocupa un espacio, tiene masa y energía. material amorfo: sustancia que tiene una red cristalina fortuita, desarticulada e incompleta. método científico: proceso mediante el cual se logran los conocimientos que conforman una ciencia. mezcla: materia que resulta de la unión aparente (no química) de dos o más sustancias. mol: masa molecular expresada en gramos. molécula: es la menor porción en que la materia puede dividirse por medios físicos conservando las características de las sustancias. neutrón: partícula eléctricamente neutra que, junto con los protones, forma el núcleo de los átomos. nivel energético: región del espacio que rodea el núcleo, donde existen los electrones. nomenclatura: forma de representar y nombrar a las sustancias. número atómico: número de protones que hay en el núcleo del átomo y es igual al de electrones cuando el átomo es neutro. número de Avogadro: número de moléculas que existen en una mol de cualquier sustancia y es igual a 6.02 x 1023. número de masa: suma de nucleones, es decir, protones más neutrones. números cuánticos: números que indican la forma como existen los electrones en el espacio que rodeo al núcleo atómico. orbital: región del espacio que rodea al núcleo y donde la probabilidad de encontrar el electrón es mayor. oxiácidos: ácidos formados por hidrógeno, no metal y oxígeno. oxidación: reacción en la que un átomo pierde electrones y aumenta el número de oxidación o valencia. óxidos ácidos: compuestos binarios formados por un no metal y oxígeno, también se les llama anhídridos. materia:

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compuestos formados por un metal y oxígeno, también reciben el nombre de óxidos metálicos. oxisales: compuestos formados por metal, no metal y oxígeno, resultan de la reacción de neutralización de un oxiácido con un hidróxido. periodos: filas horizontales de la tabla periódica. plasma: gas ionizado. productos: sustancias que resultan al efectuarse una reacción química. propiedad: característica que identifica a la materia. propiedad periódica: características de los elementos que se repite a lo largo de la tabla periódica y que depende fundamentalmente del número atómico y la configuración electrónica de los átomos. proporciones definidas: ley que establece que dos o más elementos que se combinan para formar un compuesto dado, lo hacen siempre en la misma proporción. También se le conoce como ley de las proporciones constantes. proporciones múltiples: ley que establece que diferentes cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otros elementos, para formar diversos compuestos, se hallan en relación sencilla que puede expresarse en números enteros. proporciones recíprocas: ley que establece que los pesos de los elementos diferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí, o bien, múltiplos o submúltiplos de estos pesos. protón: partícula eléctricamente positiva que forma el núcleo de los átomos. puente de hidrógeno: unión entre el átomo de hidrógeno de una molécula y un átomo sumamente electronegativo de otra molécula; su fuerza es mucho menor que la del enlace covalente. óxidos básicos:


ciencia que estudia la materia, su estructura íntima, sus cambios, sus relaciones con la energía y las leyes que rigen esos cambios y esas relaciones. radicales: son iones complejos que no tienen un átomo de un metal. radioactividad: propiedad que tienen ciertas sustancias de emitir partículas alfa, rayos beta y gamma. rayos catódicos: electrones que se dirigen al cátodo. reacción endotérmica: reacción química donde se absorbe calor. reacción exotérmica: reacción en la cual hay desprendimiento de calor. reacciones químicas: transformación de una o más sustancias en otra u otras distintas. Véase fenómeno químico. reactivo en exceso: reactivo que se encuentra en mayor proporción estequiométrica. reactivo limitante: reactivo que se consume por completo en una reacción. reactivos: sustancias que en una reacción se transforman en otras diferentes. redox: proceso para balancear ecuaciones que consiste en investigar los átomos que pierden electrones y los que los ganan. reducción: reacción en que un átomo gana electrones reduciendo su número de valencia. regla del octeto: establece que al formarse un enlace químico los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr una estructura electrónica estable y similar a la de un gas raro con ocho electrones en el nivel energético externo. Se exceptúa al hidrógeno y al helio. rendimiento: es un porcentaje que en una reacción química se encuentra dividiendo la producción real entre la producción teórica multiplicado por 100. sal heloide: compuesto que se forma mediante la reacción de un hidrácido con un hidróxido. química:

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compuestos que se forma cuando los átomos de hidrógeno no son sustituidos totalmente por el metal del hidióxido. símbolo químico: representación abreviada de un elemento que indica además de un átomo de dicho elemento y su masa atómica. sólido: estado de la materia donde las moléculas se encuentran más cercanas entre sí. La fuerza que predomina entre ellas es la de cohesión y las moléculas vibran en torno a puntos fijos. Presenta forma y volumen definidos. solución: mezcla homogénea que tiene composición variable. subnivel: divisiones energéticas en un determinado nivel energético. sustancia: materia homogénea que tiene composición definida e invariable y que presenta las mismas propiedades en toda su extensión. tabla cuántica: tabla donde los elementos químicos se encuentran ordenados conforme su número atómico y en su estructura se toma en cuenta la configuración electrónica en orbitales atómicos y conforme a los cuatro números cuánticos. tabla periódica: tabla donde para su estructuración se toma en cuenta el número atómico de los elementos. Se divide en columnas verticales llamadas grupos y renglones horizontales llamados periodos. sales ácidas:


características comunes a ciertos elementos que se repiten periódicamente a lo largo de la serie de elementos ordenados conforme a su número atómico. teoría cinética molecular: teoría que establece que el calor y el movimiento están relacionados con el comportamiento de las moléculas y explica las propiedades de los estados de la materia. teoría: explicación de un hecho que se basa en muchas observaciones y apoyada por los resultados de muchos experimentos. valencia: capacidad de combinación de un átomo haciendo uso de sus electrones periféricos. También se le llama estado de oxidación. velocidad de reacción: cantidad de sustancia reaccionante que se transforma o la cantidad de producto obtenido en la unidad de tiempo. volumen molecular gramo: volumen que ocupa una mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y temperatura y que es igual a 22.4l. También se le llama volumen molar. volúmenes de combinación: ley que establece que los volúmenes de los gases que se combinan o se producen en una reacción química están siempre en una relación de números enteros simples. tendencias periódicas:

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Bibliografía Chang, R., Principios esenciales de química general, 4a. ed., McGraw-Hill, España, 2006. Daub, W., y W. Seese, Química, 8a. ed., Pearson, 2005. Garritz, A., y J.A. Chamizo, Química, Pearson Educación, México, 1994. Goldberg, D.E., Química, Serie Schaum, McGraw-Hill, México, 2006. Hein, M., y S. Arena, Fundamentos de química, 10a. ed., Thomson Learning, México, 2001. Phillips, J.S., Strozak, V.S., y C. Wistrom, Química, Conceptos y aplicaciones. 2a. ed., McGraw-Hill, México, 2007. Tyler Miller, G., Ciencia ambiental y desarrollo sostenible, 8a. ed., Thomson, México, 2007. Zárraga, J.C., Velázquez, I., Rojero, A., y Y. Castells, Química, McGraw-Hill, México, 2003. Zárraga, J.C., Velázquez, I., y Rojero, A., Química experimental, Prácticas de laboratorio, México, 2004. Zumdahl, S.S., Fundamentos de química, 5a. ed., McGraw-Hill, México, 2007.


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Índice A Acero inoxidable 22 Acetaminofén 20 Ácido acético 20 Ácido acetilsalicílico 35 Ácido ascórbico 20 Ácido clorhídrico 20 y 158 Ácido fosfórico 20 Ácido fuerte 158 Ácido láctico 105 Ácido sulfúrico 20 y 156 Ácidos 155 Actínidos 87 Afinidad electrónica 71 Agente oxidante 199 Agente reductor 199 Agua 20 Agua destilada 24 Aire 245 Aleación 100, 199 Amoniaco 20 Análisis cualitativo 25 Análisis cuantitativo gravimétrico 25 Análisis cuantitativo volumétrico 25 Análisis químico 76 Anhídridos 152 Anión 117 Ánodo 42 y 73 Antiácidos 167 Aspartame 20 Aspirina 35 Astroquímica 7 Átomo 21 y 41 Átomo gramo 215 Atracciones de Van der Waals 133 y 134 Azida de sodio 168

B Balanceo de ecuaciones 191 Base fuerte 158


Bases 148 Bicarbonato de sodio 20 Bioquímica 7 Bromo 52 y 53 Bronce 22 Butano 20

C Cafeína 20 Cal viva 144 Calcio 51 Calentamiento global 247 Calor específico 29 y 30 Caloría 29 Cambios químicos 27 Carbonato de calcio 20 Carbonato de sodio 20 Caries dental 98 Catálisis 189 Catalizador 189 Catalizador negativo 189 Catalizador positivo 189 Catión 117 Cátodo 42 Centrifugación 23 Ciencia 4 Cloro 74 y 99 Clorofila 97 Clorofluorocarbonos (CFCs) 10 Cloruro de potasio 54, 165 Cohesión 12 Componentes 22 Componentes del aire 245 Composición porcentual 219 Compuesto 19 Compuestos binarios 148 Compuestos cuaternarios 161 Compuestos ternarios 154 Concentración de los reactivos 188 Condensación 12 Condiciones normales 217, 239 Configuración electrónica 64 Constituyentes 19

Consumismo 176 Contaminación del agua por nitrato 249 Contaminantes primarios 245 Contaminantes secundarios 245 Cristal líquido 15 y 138 Cristales de silicio 137 Cuanto 46

D DDT 10 Decantación 22 Deforestación 176 Deposición 14 Desarrollo sostenible 176 Destilación 24 Deuterio 33 Dióxido de carbono 20 Dióxido de silicio 16 Dipolo 134 Disolvente 21 Divisibilidad 17 Dopado 101 Ductilidad 18

E Ecuación de Planck 49 Ecuación química 179 y 180 Ecuaciones termoquímicas 31 Efecto invernadero 246 y 248 Elasticidad 17 Electrólisis 120 Electrolito 122 Electrón 41 Electronegatividad 104 Electrones de valencia 69 Elemento 19 Elementos de transición 91 Elementos de transición interna 91 Elementos representativos 91 Energía 28 Energía cinética 28

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Energía de ionización 71 Energía eólica 33 Energía interna 183 Energía limpia 33 y 34 Energía potencial 28 Energía química 28 Enlace covalente 121 Enlace covalente coordinado 129 Enlace covalente no polar 128 Enlace covalente polar 129 Enlace doble 126 Enlace electrovalente 118 y 119 Enlace iónico 117 Enlace metálico 131 Enlace químico 114 Enlace simple 126 Enlace triple 126 Entalpía 183 y 184 Esmog 247 Espacios intermoleculares 21 Espectro continuo 46 Espectro discontinuo 48 Espectro electromagnético 47 Espectrógrafo de masas 77 Espectroscopia 54 Estequiometría 210 Estroncio 74 y 97 Estructura electrónica estable 115 Estructuras de Lewis 69 Etanol 20 Etilenglicol 20 Evaporación 23 Experimentación 4 Extensión 17

F Factores que afectan la velocidad de reacción 187 Fenómeno 174 Fenómenos físicos 27 y 174 Fenómenos químicos 27, 28 y 174


Fibras ópticas 138 Fijación del nitrógeno 205 Filtración 22 Fisicoquímica 7 Fisión nuclear 32 Flúor 74 y 78 Fluoruros 98 Fórmula empírica 145 y 224 Fórmula molecular 145 y 224 Fórmula química 145 Fórmula real 225 Fórmulas condensadas 146 Fórmulas desarrolladas 146 Fotones 46 Fuentes de energía primaria 33 Fuentes de energía secundaria 33 Fullerenos 138 Función química 147 y 148 Fusión 32 Fusión nuclear 16

G Gas 13 Gas hilarante 144 Gases raros 91 y 99 Geoquímica 7 Geraniol 220 Grupos 81

H Halógenos 98 Haluros 98 Helio 73 Hidrácidos 158 Hidroxiapatita 97 Hidróxido de magnesio 20 Hidróxido de sodio 20 Hidróxidos 154 Hidruros 162 Hipótesis 4

I Imeca 248 y 249 Impenetrabilidad 17 Inercia 17 Interacciones dipolo 135 Inversión térmica 247 y 248 Ion negativo 117 Ion positivo 117 Iones complejos 131 Isótopos 78 y 80

J Joule 29

K Kelvins 239 Kernel 69 Kilocaloría 29

L Lantánidos 87 Latón 22 Ley científica 4 Ley de acción de masas 188 Ley de Avogadro 215 Ley de Boyle 239 y 250 Ley de Charles 240 Ley de Gay-Lussac 241 Ley de la conservación de la materia (masa) 33, 210 y 211 Ley de la suma constante de calor 184 Ley de las proporciones definidas 211 Ley de las proporciones múltiples 212 Ley de las proporciones recíprocas 213 Ley de los volúmenes de combinación 214

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Ley general de los gases 244 Ley periódica actual 88 Ley periódica basada en el número atómico 81 Ley periódica de Mendeleiev 90 Líquido 13 Lluvia ácida 247 y 248 Luz visible 47

M Magnesio 96 Maleabilidad 18 Masa atómica 75 Masa molar 215 Materia 12 Material amorfo 16 Materia heterogénea 18 Materia homogénea 18 Mecanismo de coordinación 129 Melatonina 190 Metales 92 y 94 Metales alcalinos 94 y 95 Metales alcalinotérreos 95 y 96 Metaloides 100 y 101 Metano 20 Metátesis 182 Método algebraico 202 Método científico 4 Método de aproximación 191 y 192 Método de los calores específicos 76 y 77 Método del máximo común divisor 76 Método redox 196 Mezclas 22 Microondas 47 Modelo atómico de Bohr 46 Modelo atómico de Dalton 42 Modelo atómico de Rutherford 45 y 46 Modelo atómico de Sommerfeld 53


Modelo atómico de Thomson 45 Modelo atómico moderno 55 Mol 215 Molécula 21

Monóxido de dinitrógeno 154 Óxidos ácidos 151 y 152 Óxidos básicos 148 Oxisales 158 Ozono 10 y 11

N

P

Nanómetro 60 Naturaleza de los reactivos 187 Neutralización 158 Neutrón 41 Nitinol 138 Nivel energético 57 y 58 No metales 151 y 152 Nomenclatura 144 y 149 Notación 149 Nube electrónica 56 Núcleo atómico 55 Número atómico 73 Número cuántico por forma 58 y 59 Número cuántico por giro 63 y 64 Número cuántico por orientación 61 Número cuántico principal 57 Número de Avogadro 217 Número de masa 75 Número de oxidación 94 Números cuánticos 58, 61 y 63

Periodos 81 Peso 42 Pirita de hierro 112 Plasma 16 Platería 22 Plomo 73 Porcentaje de rendimiento 237 Porosidad 17 Potencial hidrógeno: pH 158 Principio de aufbau 64 Principio de Dirac 57 Principio de dualidad 56 Principio de exclusión 64 Principio de incertidumbre 56 Principio de máxima multiplicidad 68 Principio de máxima sencillez 64 Principio de Shrödinger 56 Productos 179 Propano 20 Propiedad periódica 102 y 104 Propiedades de la materia 17 Propiedades específicas 17 Propiedades físicas 17 y 18 Propiedades generales 17 Propiedades químicas 18 Protio 78 Protón 41 Puente de hidrógeno 134 Punto de ebullición 17 Punto de fusión 17

O Observación 4 Octavas de Newlands 80 Ondas de radio 47 Ondas infrarrojas 47 Ondas ultravioleta 47 Orbita 49 y 57 Orbitales 55, 56 y 57 Oro blanco 22 Oro de 14 kilates 22 Oxiácidos 155 Oxidación 198

Q Química 6 Química analítica 7

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Química general 6 Química inorgánica 6 Química orgánica 6

R Radiación electromagnética 48 Radiactividad 44 Radicales 131 Radio iónico 71, 102 Radio atómico 71, 102 Rayos alfa 44 Rayos beta 44 Rayos canales 43 Rayos catódicos 42 Rayos gamma 45 y 47 Rayos X 43 y 47 Reacción endotérmica 29 Reacción exotérmica 29 Reacciones de adición 181 Reacciones de análisis 181 Reacciones de descomposición 204 Reacciones de desplazamiento 182 Reacciones de doble sustitución 182 Reacciones de síntesis 181 Reacciones inmediatas 179 Reacciones instantáneas 179 Reacciones iónicas 182 Reacciones lentas 179 Reacciones provocadas 179 Reacciones químicas 28, 174, 177 Reacciones reversibles 183


Reacciones termoquímicas 183 Reactivo en exceso 235 Reactivo limitante 235 Reactivos 179 Reducción 198 Regla del octeto 115 Relaciones ponderales 210 y 231 Relaciones volumétricas 210, 235 y 241 Repulsión 12

S Sacarosa 20 Sal 20 Sal neutra 160 Sales 148 Sales ácidas 161 Sales haloides 160 Semiconductores 138 Separación por solubilidad 25 Silicio 101 Siliconas 137 Símbolos químicos 71 Sistema Stock 150 Soldadura para electrónica 22 Solidificación 14 Sólido 14 Solución 21 Soluto 21 Subíndice 145 y 165 Sublimación 24 Subniveles 53 Sulfato de cobre (II) 150

Sulforafano 128 Sustancias 19

T Tabla cuántica 88 y 89 Tabla de Mendeleiev 80 y 81 Tabla periódica larga 81 Tartrato de potasio 20 Taxol 35 Temperatura 11 Temperatura absoluta 241 Tendencias periódicas 102 Teoría 4 Teoría cinética molecular 12 Termoquímica 29 Tierras raras 90 Torr 241 Tríadas de Döbereiner 80 Tritio 78

U Unidad de masa atómica 76 Uranio 73

V Velocidad de reacción 187 Vitamina E 180 Volumen atómico 103 Volumen molar 217

Y Yeso 144 Yodo 52 y 99

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Quimica Inorganica de Fco Recio Del Bosque

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