Química III Ciclo

8/18/2019 Química III Ciclo

http://slidepdf.com/reader/full/quimica-iii-ciclo 1/224



Portada

Laguna cratérica del volcán Ilamatepec, Santa Ana. Al fondo, fumarola en el flanco Oeste-SurOeste (OSO) dentro del cráter. Los gases magmáticos H2S,

HCl, HF y SO2, enriquecen la composición química de la laguna y son liberados a la atmósfera a través de las fumarolas y grietas del volcán.

Fotografía: Eduardo Gutiérrez, vulcanólogo del SNET.



Ministerio de Educación

Viceministerio de Ciencia y Tecnología

Gerencia de Educación en Ciencia, Tecnología e Innovación

Programa Cerrando la Brecha del Conocimiento

Sub-Programa “Hacia la CYMA”

Material de Autoformación e Innovación Docente

Para Ciencias Naturales:

QUÍMICA Versión preliminar para Plan Piloto



Ministerio de Educación

Franzi Hasbún Barake

Secretario de Asuntos estratégicos de la Presidencia de la República y Ministro de Educación Ad-honórem

Erlinda Hándal VegaViceministra de Ciencia y Tecnología

Héctor Jesús Samour Canán

Viceministro de Educación

Mauricio Antonio Rivera Quijano

Director Nacional de Ciencia y Tecnología

Xiomara Guadalupe Rodríguez Amaya

Gerente de Educación en Ciencia Tecnología e Innovación

Oscar de Jesús Águila Chávez

Jefe de Educación Media en CTI (Coordinador de Matemática)

Carlos Ernesto Miranda Oliva

Jefe de Educación Básica en CTI (Coordinador de Ciencias Naturales)

Xochilt Carolina Gutiérrez Gutiérrez

Adela Melissa Martínez SánchezAutoras

Jorge Vargas Méndez

Revisión de texto

Primera edición (Versión Preliminar para Plan Piloto).

Derechos reservados. Ministerio de Educación. Prohibida su venta y su reproducción parcial o total.

Edificios A4, segundo nivel, Plan Maestro, Centro de Gobierno, Alameda Juan Pablo II y calle Guadalupe, San Salvador, El Salvador, América Central.

Teléfonos: +(503) 2510-4217, +(503) 2510-4218, +(503) 2510-4211, Correo electrónico: [email protected]



Estimados y estimadas docentes:

El Plan Social Educativo “Vamos a la Escuela” 2009-2014 nos plantea el reto histórico de formar ciudadanas y

ciudadanos salvadoreños con juicio crítico, capacidad reflexiva e investigativa, con habilidades y destrezas para la

construcción colectiva de nuevos conocimientos, que les permitan transformar la realidad social y valorar y proteger el

medio ambiente. Nuestros niños, niñas y jóvenes desempeñarán en el futuro un rol importante en el desarrollo científico,

tecnológico y económico del país; para ello requieren de una formación sólida e innovadora en todas las áreas

curriculares, pero sobre todo en Matemática y en Ciencias Naturales; este proceso de formación debe iniciarse desde elNivel de Parvularia, intensificándose en la Educación Básica y especializándose en el nivel Medio y Superior. En la

actualidad, es innegable que el impulso y desarrollo de la ciencia y la tecnología son dos aspectos determinantes en el

desarrollo económico, social y humano de un país.

Para responder a este contexto, en el Viceministerio de Ciencia y Tecnología se han diseñado Materiales de

Autoformación e Innovación Docente para las disciplinas de Matemática y Ciencia, Salud y Medio Ambiente para los

niveles de Parvularia, Educación Básica y Educación Media. El propósito de los Materiales de Autoformación e Innovación

Docente es orientar al cuerpo docente para fundamentar mejor su práctica profesional, tanto en dominio de contenidos,

(sobre todo aquellos contenidos pivotes), como también en la implementación de una metodología y técnicas que

permitan la innovación pedagógica, la indagación científica-escolar y sobre todo una construcción social del conocimiento,

bajo el enfoque de Ciencia, Tecnología e Innovación (CTI), en aras de mejorar la calidad de la educación.

Los Materiales de Autoformación e Innovación son para el equipo docente, para su profesionalización y

autoformación permanente que le permita un buen dominio de las disciplinas que enseña. Los contenidos que se

desarrollan en los materiales de autoformación, han sido cuidadosamente seleccionados por su importancia pedagógica y

por su riqueza científica. Es por eso que para el estudio de las lecciones incluidas en estos materiales, se requiere

rigurosidad, creatividad, deseo y compromiso de innovar la práctica docente en el aula. Con el estudio de las lecciones (de

manera individual o en equipo de docentes), se pueden derivar diversas sesiones de trabajo con el estudiantado para

orientar el conocimiento de los temas clave o “pivotes” que son el f undamento de la alfabetización científica en

Matemática y Ciencias Naturales.

La enseñanza de las Ciencias Naturales y la Matemática debe despertar la creatividad, siendo divertida,

provocadora del pensamiento crítico y divergente, debe ilusionar a los niños y niñas con la posibilidad de conocer y

comprender mejor la naturaleza y sus leyes. La indagación en Ciencias Naturales y la resolución de problemas enMatemática son enfoques que promueven la diversidad de secuencias didácticas y la realización de actividades de

diferentes niveles cognitivos.

Esperamos que estos Materiales de Autoformación e Innovación Docente establezcan nuevos caminos para la

enseñanza y aprendizaje de las Ciencias Naturales y Matemática y que fundamenten de una mejor manera, nuestra

práctica docente. También esperamos que el contenido de estos materiales nos rete a aspirar a mejores niveles de

rendimiento académico y de calidad educativa, en la comunidad educativa, como en nuestro país en general.

Apreciable docente, ponemos en sus manos estos materiales de autoformación, porque sabemos que está en sus

manos la posibilidad y la enorme responsabilidad de mejorar el desempeño académico estudiantil, a través del desarrollo

curricular en general, y particularmente de las Ciencias Naturales y Matemática.

Lic. Franzi Hasbún Barake

Secretario de Asuntos Estratégicos de la Presidencia de la República y Ministro de Educación Ad-honórem

Dr. Héctor Jesús Samour Canán Dra. Erlinda Hándal Vega

Viceministro de Educación Viceministra de Ciencia y Tecnología



ÍNDICE

Parte IIntroducción……………………………………………………………………………………………………………………………………. i

¿Por qué estudiar Química?……………………………………………………………………………………………………………. ii

¿Cómo usar el material?....................................................................................................................... iii

Integración de contenidos de Química con otras Ciencias……………………………………………………………… vi

Parte IIEstructura atómica………………………………………………………………………………………………………………………….. 1

Configuración electrónica……………………………………………………………………………………………………………….. 16

Enlace químico……………………………………………………………………………………………………………………………….. 27

Cuantificando átomos y moléculas………………………………………………………………………………………………… 42

Tabla Periódica……………………………………………………………………………………………………………………………….. 52

Sustancias puras…………………………………………………………………………………………………………………………….. 64

Mezclas…………………………………………………………………………………………………………………………………………… 74

Soluciones………………………………………………………………………………………………………………………………………. 92 Compuestos inorgánicos………………………………………………………………………………………………………………… 105

Compuestos orgánicos…………………………………………………………………………………………………………………... 118

Ecuaciones químicas………………………………………………………………………………………………………………………. 141

Reacciones químicas………………………………………………………………………………………………………………………. 152

Reacciones termoquímicas…………………………………………………………………………………………………………….. 171

Cinética química……………………………………………………………………………………………………………………………… 182

Estequiometría……………………………………………………………………………………………………………………………….. 197



Parte I

¿Por qué Innovar en Ciencias Naturales?



i

INTRODUCCIÓN

El enriquecimiento de los contenidos de la asignatura de Ciencia, Salud y Medio Ambiente, presentado a través

del presente material, se encuentra presente dentro del sub-programa “Hacia la CYMA”, inmerso en el

programa “Cerrando la Brecha del Conocimiento” (CBC) del Viceministerio de Ciencia y Tecnología. Este

programa se enmarca dentro de las líneas estratégicas del Plan Social Educativo (PSE)1 correspondiente a un

currículo pertinente y aprendizajes significativos.

La elaboración de este material se ha realizado a causa de las múltiples deficiencias con las que se desarrollan

los contenidos de Ciencia, Salud y Medio Ambiente y la falta de integración entre las áreas de las Ciencias

Naturales. La poca asimilación de lo básico por la reducción o la simplificación de contenidos, el aprendizaje

mecánico, la exclusión de la realidad, tanto natural como social, la desconexión de los aprendizajes a la vida

real, los contenidos sin la adecuada jerarquización y coherencia, la falta de profundidad, la superficialidad y el

considerar que el estudiantado es un receptor pasivo del proceso de enseñanza –aprendizaje, son sólo algunas

de las deficiencias que se detectaron.

El currículo debe fomentar, más allá de la transmisión de conocimientos, la capacitación del estudiantado en

aquellas competencias, aprendizajes y herramientas que le permitan comprender su entorno. Es, a través de la

alfabetización científica, que se pretende que el estudiantado consolide el desarrollo de actitudes y prácticas

relacionadas con la innovación tecnológica, que permitan mediante el enfoque CTI (Ciencia, Tecnología e

Innovación) aprender y pensar para crear y utilizar el conocimiento.

Un principio general del currículo de Ciencia, Salud y Medio Ambiente, establece que el estudiantado debe ser

el protagonista y constructor de sus aprendizajes, por lo que para que los contenidos sean asimilados debe

existir un enlace entre la teoría y la práctica, de tal forma que se logre un aprendizaje significativo.

Es difícil establecer “reglas” que expliquen la manera de cómo aproximarse al conocimiento, ya que no existe

un método para estudiar ciencia sino muchos, los que varían de una época a otra y de una rama a otra. Sin

embargo, a través del presente material de autoformación, se sugiere una aproximación factible mediante

diversos procesos como la observación, la elaboración de hipótesis, la construcción de modelos, la predicción

de fenómenos e interpretación de resultados, entre otros.

Un modelo de enseñanza relativamente reciente es de la Enseñanza de las Ciencias Basada en la Indagación

(ECBI), el cual es un enfoque que busca facilitar el acceso al conocimiento y a su uso mediante la búsqueda del

desarrollo de las competencias de los procedimientos de la comunidad científica en los sistemas educativos.

Tiene sus orígenes en países como Francia (programa “La main à la pâte”) o Estados Unidos (programa Hands

On); actualmente está siendo usado y desarrollado en varios países europeos (programa Pollen) y en

latinoamericanos como Chile2, Brasil y México, entre otros.

1 MINED (2009), Transformación de la Educación. Programa Social Educativo 2009 - 2014 Vamos a la Escuela. Documento

MINED formato PDF2 Ministerio de Educación de Chile. El método indagatorio. CONICYT. Recuperado Febrero 9, 2012, de

http://www.redmadera.cl/explora/libro/explora_madera_1-2.pdf.



ii

La indagación se refiere a la forma de abordar el conocimiento sobre la naturaleza, a través de la propuesta de

explicaciones de los fenómenos basada en la evidencia recopilada. El aprendizaje se basa en la interacción con

problemas concretos, significativos e interesantes para que el estudiantado adquiera la capacidad de hacer sus

propios descubrimientos y construir de manera activa su aprendizaje.

En esta metodología se contemplan varias etapas:

i. Focalización: Es la exploración y exposición de ideas respecto a la temática, problema o pregunta a

investigar, a través de una lluvia de ideas.

ii. Exploración: Se hace una discusión y se desarrolla una actividad cuidadosamente elegida (propuesta

por los estudiantes o el profesor), elaborando predicciones sobre el fenómeno a comprender.

iii. Reflexión: En esta etapa se discuten los resultados obtenidos, comparando las predicciones con los

resultados registrados en su cuaderno.

iv. Aplicación: Extensión de la experiencia realizada al acontecer diario. Con esto se comprueba si el

estudiantado ha internalizado de manera efectiva el aprendizaje.

En la indagación, la realización de actividades tanto en el salón de clases como en el hogar, es de enorme

relevancia en cuanto a la oportunidad del estudiantado de “vivir” los fenómenos a estudiar. Una idea común es

que para comprender la Química se necesita de material de laboratorio sofisticado y reactivos químicos

inaccesibles; esta idea, además de hacer imposible una práctica experimental, confiere a la Química la idea de

ser una asignatura complicada, aburrida y carente de interés. Para efectuar una asimilación y adecuación

idónea se han diseñado actividades donde se proponen experiencias sencillas utilizando sustancias de uso

cotidiano, la mayoría de las cuales pueden hallarse en el mercado o en el hogar. Asimismo, los ejercicios y

problemas han sido enfocados a la resolución de situaciones de la vida diaria que conduzcan hacia la

comprensión, la lógica y el razonamiento, de una manera amena y divertida, despertando así el interés del

estudiantado.

Otro aspecto innovador en este material de autoformación, es la accesibilidad de los contenidos por medio de

la conexión de la Química con su entorno al ejemplificar fenómenos cotidianos o situaciones próximas a

nuestra realidad, mediante la aplicación de los conceptos base en cada uno de ellos. Estas ejemplificaciones no

son sólo descritas sino que algunas se ilustran con imágenes que muestran el mundo real, específicamente,

imágenes tomadas del entorno salvadoreño, así como ejemplificación de las tecnologías que utilizan principios

químicos para su funcionamiento y desarrollo.

¿PORQUÉ ESTUDIAR QUÍMICA?

Siempre han existido épocas de cambios acelerados en la sociedad, la ciencia y la tecnología. Cuando

razonamos sobre estos cambios inmediatamente pensamos en la necesidad de actualizar la educación y en la

necesidad de estar actualizados en nuestros conocimientos disciplinarios y dominar los contenidos. El ser

humano tiene y ha tenido la necesidad de conocer y transformar el mundo que lo rodea y para lograrlo ha

utilizado diversos acercamientos y aproximaciones a través de las ciencias. Una de estas ciencias, es la Química,

que se encarga de estudiar la composición, las propiedades y las transformaciones de la materia, es decir,

brinda el conocimiento necesario para comprender la complejidad de diversos fenómenos que ocurren a

nuestro alrededor, al explicar cómo los átomos y las moléculas interactúan entre sí.



iii

Como una manera de abordar las tendencias científicas actuales del programa de estudios, se presentan en

este material de autoformación, únicamente los contenidos de Química correspondientes al programa de la

asignatura de Ciencia, Salud y Medio Ambiente de Tercer Ciclo de Educación Básica. Esta separación se hace

con el fin de visualizar el desarrollo secuencial de los contenidos en esta ciencia, identificar el desarrollo de los

diversos modelos químicos, la resolución de problemas, tanto cualitativos como cuantitativos, sentar las bases

conceptuales que sustentan los fenómenos estudiados por otras ciencias (integración con Física y Biología) y

demostrar la enorme relevancia de la Química en la sociedad.

Un aspecto innovador, como se acaba de mencionar, es la enseñanza integrada de las ciencias, con una

orientación menos parcializada y más global de los conocimientos científicos. Gil et al 3, establece que si se

pretende canalizar la curiosidad del estudiante hacia los fenómenos de su entorno, se debe de tener en cuenta

que su percepción de dichos fenómenos es globalizadora y no entiende de divisiones en asignaturas. De esta

manera, se pretende evidenciar la aplicación de operaciones matemáticas y métodos físicos, a las propiedades

de la materia; de igual forma, los fenómenos químicos se utilizan para entender la diversidad de procesos

biológicos. La Química necesita de la Matemática y la Física para interpretar y comprender algunos fenómenos

químicos y consolida las bases a la Biología al explicar mecanismos y procesos en los organismos vivos.

¿CÓMO USAR EL MATERIAL?

Las lecciones se estructuran en diversas partes, las cuales se detallan a continuación:

3 Gil, D. y Guzmán, M. (1993). Enseñanza de las Ciencias y la Matemática: Tendencias e Innovaciones. Biblioteca Virtual

OEI: Editorial Popular.

Número y Título de la

lección

Contenidos

Indicadores de logro

Refleja los propósitos, metasy aspiraciones a alcanzar porel estudiante.

Palabras claves

Es una selección de palabrascentrales del contenido de lalección.

¿Por qué es importante?

Explica la importancia del porquése desarrolla la temática

Descripción

Explica los puntos relevantes quetratará la lección.

Ilustración

Imagen representativa del tema

de la lección.



iv

Sabías que…

Espacio destacado para datosinteresantes y curiosos con elenfoque: Ciencia, Tecnología,Sociedad y Ambiente (CTSA)

IlustraciónImagen representativa de loscontenidos en estudio.

Subtítulo

Título de la lección /Ciencia

.

Aspectos históricos

Área designada para tratar el origeny/o el descubrimiento de fenómenosquímicos, unidades, teorías, etc.

Ejercicios y problemasPresenta la resolución de ejercicios yproblemas paso a paso.

Actividad integradora

Es una actividad que le permite poner en prácticalos nuevos aprendizajes de manera integrada conotras ciencias (Astronomía, Matemática, Biología,Física, Geología, Arte y Seguridad Industrial) detal manera se enlacen en una misma actividad unconjunto de conocimientos.

Actividades

Son prácticas experimentalesplanteadas para concretar la teoría.Incluye: el objetivo de la actividad,preguntas para detectar presaberes,listado de materiales, procedimiento ypreguntas de análisis. Si esindispensable, se incluye unaexplicación del fenómeno.



v

INTEGRACIÓN DE CONTENIDOS DE QUÍMICA CON OTRAS CIENCIAS

Es necesario aclarar que este material de autoformación en Química, como parte de la asignatura de Ciencia,

Salud y Medio Ambiente, no pretende cambiar ni sustituir al programa de estudios. Al contrario, se pretende

proporcionar un material con el que cuenten docentes tanto para su propia formación como para el desarrollo

de clases pertinentes, efectivas y de calidad.

Se presenta a continuación, un cuadro donde se relacionan las lecciones de este material de autoformación en

Química, tanto con los contenidos del programa oficial de MINED de la asignatura de Ciencia, Salud y Medio

Ambiente de Tercer Ciclo de Educación Básica, como con los contenidos de enriquecimiento de Física, Biología

y Matemática, con el fin que cada docente pueda planificar y organizar las actividades de la clase, integrando

los conceptos científicos de acuerdo a los objetivos y las competencias de cada contenido.

Resumen

Consta de dos partes: mapaconceptual y glosario.

Glosario

Mapa conceptual

Es una representación gráfica de losconceptos estudiados en la lección.

Referencias

Actividad evaluadora

Área designada para medir y valorar los aprendizajes queha alcanzado el estudiantado, que le permita a cadadocente tomar decisiones sobre cómo hará laretroalimentación. Entre las actividades de evaluaciónque se plantean son: preguntas de selección múltiple yúnica, de desarrollo, apareamiento, complemento, etc.



vi

No se pretende que las lecciones deban ejecutarse tal como aparecen en este material, sino que sean una

fuente donde puedan tomar ideas que mejor le favorezcan para crear la clase que mejor se ajuste a sus

condiciones: tamaño de la clase, recursos didácticos, nivel de aprendizaje del estudiantado, tiempo de clase,

etc. La finalidad es que cada docente determine los mecanismos y actividades para guiar al estudiantado a un

ritmo de aprendizaje adecuado y de calidad.

LECCIÓN CORRESPONDE AREQUISITOS

MATEMÁTICOSINTEGRACIÓN CON OTRAS CIENCIAS

1. Estructura atómica1.1 Átomo y su estructura. Modelos

atómicos1.2 Número atómico y número

másico1.3 Isótopos

Unidad 4,Séptimo grado

Despeje deecuaciones deprimer grado

FísicaLección 1: MagnitudesLección 5: Termodinámica ILección 10: ÓpticaLección 11: Electricidad

2. Configuración electrónica2.1 Números cuánticos2.2 Configuración electrónica2.3 Electrones de valencia2.4 Iones y número de oxidación


Números enteros

BiologíaLección 12: Comunidades biológicasLección 13: Dinámica de losecosistemas

FísicaLección 10: ÓpticaLección 11: ElectricidadLección 12: Magnetismo

3. Enlace químico3.1 Enlace químico3.2 Estructura de Lewis3.3 Tipos de enlace químico3.4 Propiedades de las sustancias en

función del tipo de enlacequímico


BiologíaLección 1: Estudiando la vida: LacélulaLección 2: El origen de la vidaLección 7:Introducción a lagenéticaLección 14: Introducción a lahidrología e hidrografíaLección 15: Ambiente y sociedad

FísicaLección 9: Ondas mecánicasLección 11: Electricidad

4. Cuantificando átomos y moléculas4.1 Peso atómico4.2 El mol4.3 Fórmulas químicas4.4 Peso fórmula, peso molecular y

moles

Unidad 5,Octavo grado

Razones yproporciones

FísicaLección 1: Magnitudes

5. Tabla periódica5.1 Desarrollo histórico de la tabla

periódica5.2 Organización de la tabla

periódica5.3 Propiedades periódicas


Geometría (esferas)

FísicaLección 1: MagnitudesLección 12: MagnetismoLección 13: Geofísica ILección 15: Astronomía

6. Sustancias puras

6.1 Sustancias simples6.2 Sustancias compuestas6.3 Tipos de fórmulas químicas6.4 Compuestos: orgánicos e

inorgánicos Unidad 5,Séptimo grado

Biología

Lección 1: Estudiando la vida: LacélulaLección 2: El origen de la vidaLección 4: Metabolismo celularLección 5: Principios de anatomía yfisiología vegetalLección 6: Principios de anatomía yfisiología animalLección 13: Dinámica de losecosistemasLección 15: Ambiente y sociedad



vii

FísicaLección 14: Geofísica IILección 15: Astronomía

7. Mezclas7.1 Mezclas7.2 Métodos físicos de separación


BiologíaLección 1: Estudiando la vida: LacélulaLección 2: El origen de la vidaLección 8: Desarrollo de los seresvivosLección 12: Comunidades biológicasLección 15: Ambiente y sociedad

Física Lección 5: Termodinámica ILección 6: Termodinámica IILección 12: Magnetismo

8. Soluciones8.1 Componentes de una solución8.2 Proceso de disolución8.3 Tipos de soluciones8.4 Solubilidad y factores que la

afectan

Unidad 5,Séptimo grado Razones yproporciones

BiologíaLección 4: Metabolismo celularLección 5: Principios de anatomía yfisiología vegetalLección 6: Principios de anatomía yfisiología animal

Lección 8: Desarrollo de los seresvivosLección 12: Comunidades biológicasLección 15: Ambiente y sociedad

FísicaLección 14: Geofísica IILección 15: Astronomía

9. Compuestos inorgánicos9.1 Propiedades de compuestos

inorgánicos9.2 Clasificación de acuerdo a

cantidad de elementos quecontienen

9.3 Nomenclatura de compuestosbinarios


Geometría

BiologíaLección 4: Metabolismo celularLección 5: Principios de anatomía yfisiología vegetalLección 13: Dinámica de losecosistemas

Lección 15: Ambiente y sociedad

FísicaLección 2: CinemáticaLección 5: Termodinámica ILección 6: Termodinámica IILección 8: Fluidos hidrostáticaLección 11: Electricidad

10. Compuestos orgánicos10.1 Hibridación del átomo de

carbono10.2 Características generales de los

compuestos orgánicos10.3 Estereoquímica

10.4 Hidrocarburos10.5 Grupos funcionales10.6 Biomoléculas

Unidad 7,Noveno grado

GeometríaÁngulos

BiologíaLección 1: Estudiando la vida: LacélulaLección 2: El origen de la vidaLección 4: Metabolismo celularLección 7:Introducción a la genética

Lección 10: Los recursos naturalesLección 13: Dinámica de losecosistemasLección 15: Ambiente y sociedad

FísicaLección 1: MagnitudesLección 2: CinemáticaLección 3: Dinámica

11. Ecuaciones químicas11.1 Cambio químico


BiologíaLección 5: Principios de anatomía y



viii

11.2 Evidencias de ocurrencia deuna reacción química

11.3 Ecuación química

fisiología vegetalLección 6: Principios de anatomía yfisiología animalLección 15: Ambiente y sociedad

FísicaLección 5: Termodinámica ILección 6: Termodinámica IILección 15: Astronomía

12. Reacciones químicas12.1 Nomenclatura de compuestos

químicos inorgánicos ternarios12.2 Escala de pH12.3 Tipos de reacciones12.4 Clasificación de reacciones

químicas de acuerdo alproducto formado


BiologíaLección 4: Metabolismo celularLección 5: Principios de anatomía yfisiología vegetalLección 6: Principios de anatomía yfisiología animalLección 8: Desarrollo de los seresvivosLección 12: Comunidades biológicasLección 13: Dinámica de losecosistemasLección 15: Ambiente y sociedad

Física

Lección 4: Trabajo y energíaLección 5: Termodinámica ILección 6: Termodinámica IILección 11: ElectricidadLección 15: Astronomía

13. Reacciones termoquímicas13.1 Termoquímica13.2 Principio de conservación de la

energía13.3 Calor de reacción13.4 Entalpía13.5 Ecuaciones termoquímicas


Ecuaciones deprimer grado

Razones de cambio

BiologíaLección 1: Estudiando la vida: LacélulaLección 2: El origen de la vidaLección 5: Principios de anatomía yfisiología vegetalLección 6: Principios de anatomía yfisiología animalLección 13: Dinámica de los

ecosistemas

FísicaLección 5: Termodinámica ILección 6: Termodinámica IILección 7: Estática de fluidosLección 8: Dinámica de fluidos

14. Cinética química14.1 Velocidad de reacción química14.2 Factores que afectan la

velocidad de reacción14.3 Ecuaciones de velocidad14.4 Mecanismos de reacción


FuncionesRazones de cambio

FísicaLección 2: CinemáticaLección 3: DinámicaLección 4: Trabajo y energíaLección 7: Estática de fluidosLección 8: Dinámica de fluidos

15. Estequiometria

15.1 Concepto de estequiometria15.2 Leyes ponderales15.3 Ecuaciones químicas15.4 Cálculos estequiométricos


Razones,proporciones y

semejanzas

Física

Lección 1: MagnitudesLección 5: Termodinámica ILección 6: Termodinámica II



Parte II

Contenidos del Curriculum trabajados con enfoque CTI



Lección 1. ESTRUCTURA ATÓMICA

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?

El Universo se constituye de una infinidad de cuemateriales. Desde estrellas gigantes hasta partí

demasiado pequeñas que sólo son pueden ser vis

al microscopio, pasando por estructuras simple

como el agua, hasta complejas como un árbol.

esta gran variedad de cuerpos materiales tienen

en común. Se forman de átomos.

DESCRIPCIÓN

Esta lección estudia las teorías y modelos atómico

estructura interna del átomo; así como, los térm

asociados a ella (los isótopos, el número atómico

número másico).

CONTENIDOS

1. Estructura atómica. Modelos atómicos.

2. La teoría cuántica de la estructura del átomo.

3. Número atómico y número másico.

4. Isótopos.

INDICADORES DE LOGRO

1. Diferencia los modelos atómicos.

2. Valora los aportes científicos que prevalecen entre

cada uno de los modelos atómicos.

3. Describe las características del electrón, el protón

y el neutrón.

4. Valora la importancia de las partículas atómicas en

la estructura del átomo.5. Construye la estructura de modelos atómicos.

6. Diferencia el número másico y el número atómico.

7. Interpreta que un isótopo le permite diferenciar a

un elemento de otro.

PALABRAS CLAVE

Átomo, protón, neutrón, número atómico, número de

masa, electrón, isótopo, núcleo, teoría atómica, modelo

atómico, número atómico.



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

xiste una infinidad de fenómenos que no pueden ser observados a simple vista, pero sabemos que están

ahí; por ejemplo, las radiaciones (ondas de radio, rayos infrarrojos, etc.) y hasta los átomos.

1. MODELOS ATÓMICOS

La materia se puede dividir en pedazos cada vez más

pequeños, pero ¿qué sucede con estos pedazos de la

materia al llegar a ser demasiado pequeños que no

se pueden ver o percibir? Actualmente se conoce que

si se divide una muestra de materia en pedazos cada

vez más pequeños, finalmente se posee una unidad

básica que no puede seguir siendo dividida sin que

sea cambiada la naturaleza de esa materia.

Ideas del átomo. Orígenes griegos

Los filósofos griegos, Leucipo y Demócrito, cerca del

año 400 a.N.E. establecieron que el Universo estaba

formado de espacio vacío y por pedazos minúsculos

de materia; consideraban que eran tan pequeñas que

no se podían dividir más. Junto con Epicuro (discípulo

de ambos griegos) fueron los creadores de la palabra

átomo, vocablo que viene de la palabra griega ἄ τομον

que significa sin partes; derivado de “a” no y “tomo”

divisible: no divisible.

Esta teoría se asentaba en razonamientos lógicos. Si

una piedra se dividía en dos partes, discurrían que

cada parte conservaba sus propiedades iguales; esta

idea fue aceptada hasta finales del siglo XVIII.

Teoría atómica de John Dalton

En 1808, el químico y físico inglés John Dalton (Fig.1), presentó la primera teoría atómica realmente útil

para su tiempo.

John Dalton consideraba que la materia consistía en

átomos que eran muy pequeños como para verlos a

simple vista y que la materia se conformaba por un

único tipo de átomo; por ejemplo, los átomos de oro

(Au) formaban una pepita de oro y le otorgaban su

EACTIVIDAD 1. (Tiempo: 15 minutos)

LOS ÁTOMOS ¡EXISTEN!

Para lograr la introducción de noción de átomo en sus estudiantes realice la siguiente actividad, con la finalidad de demostrarles

que a pesar de que la materia, en ocasiones, no puede verse por las limitaciones de nuestros sentidos, existe y puede deducirse su

existencia. Forme equipos de tres o cuatro estudiantes y repártales todos los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿una botella

que no contenga nada visible en su interior, está realmente vacía? ¿Qué características poseen los gases? Si no se puede ver o sentir

un gas ¿cómo saben que realmente “existe”?

Materiales

Un pedazo de papel toalla; un vaso de vidrio transparente; un recipiente plástico y agua.

Procedimiento

1. Enrollar un pedazo de papel y colocarlo en el fondo del vaso. El pedazo de papel deberáde estar totalmente seco.

2. Llenar el recipiente con suficiente agua. Deberán colocar el vaso boca abajo y sumergirlo

lenta y verticalmente en el agua, como la figura de la derecha.

3. Sacar el vaso del agua y quitar el papel. Examinar.

Pregúnteles: ¿el vaso al sumergirse estaba vacío o lleno? ¿Por qué el papel no se mojó?

¿Existe “algo” dentro del vaso que no se puede ver? ¿Cómo se describiría la estructura de la

materia que no se puede ver?

2



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

aspecto brillante; asimismo los átomos de hierro (Fe)

creaban una barra de hierro facilitando propiedades

únicas (Fig. 2).

Figura 1. John Dalton (1766 -1844) en 1808 escribió un libro

llamado Nuevo Sistema de filosofía química, que presentaba lasmasas atómicas de varios elementos químicos en relación a la

masa del hidrógeno. A pesar de que las masas no eran en su

totalidad precisas, conforman la base de la actual clasificación

periódica de los elementos químicos.

Figura 2. Según Dalton, existen distintas clases de átomos que se

distinguen por su masa y propiedades características.

Las ideas de Dalton sobre el modelo atómico de la

materia han servido de base a la química moderna,

por ello, el modelo se nombra la teoría atómica de la

materia. Esta proponía:

Los átomos son partículas individuales que no se

pueden subdividir por ningún proceso conocido.

Los átomos son tan indestructibles, que resisten

cualquier tipo de fuerza que se les aplique.

Los átomos de un elemento poseen las mismas

propiedades químicas y son iguales entre sí en el

tamaño, la masa y en cualquier otra cualidad. Los

átomos de los diferentes elementos varían en su

masa y demás propiedades.

Los átomos tienden a combinarse químicamente

en proporciones numéricas definidas (Fig. 3).

Los átomos pueden intercambiarse de una a otra

sustancia en una reacción química; pero ningún

átomo de un elemento químico desaparece ni se

transforma en un átomo de otro elemento.

Figura 3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de

dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas.

La imagen del átomo proporcionada por John Dalton

en su teoría atómica, lo describe como minúsculas

partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales

entre sí para cada elemento químico (Fig. 4).

Figura 4. La teoría de John Dalton manifiesta que el átomo es la

partícula más pequeña de un elemento químico que mantienesus propiedades.

La teoría de Dalton estaba bastante aproximada a la

realidad, pero tuvo que modificarse a medida que se

efectuaban nuevos descubrimientos. En la actualidad

se conoce que los átomos están conformados por

partículas más pequeñas y los átomos de un mismo

elemento son casi, pero no exactamente, iguales.

El agua (H2O) es un compuesto

de hidrógeno (H) y oxígeno (O)

en una relación de 2 átomos de

H por 1 átomo de O.

El cloruro de hidrógeno (HCl)está compuesto de cloro (Cl)e hidrógeno (H). La relaciónque presenta es un átomode Cl por un átomo de H.

3



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

Modelo atómico de Joseph John Thomson

En 1898, el físico inglés Joseph Thomson presentó un

modelo para la estructura del átomo, al que los

científicos denominaron budín de pasas, donde los

electrones eran como pasas negativas colocadas en

un pudín de materia positiva (Fig. 5).

Figura 5. Debido a que la mayor parte de la materia es neutra,

Thomson imaginó que el átomo era como una bola con cargapositiva y electrones incrustados.

Thomson estableció la hipótesis de que los átomos

se conformaban por una esfera con carga eléctrica

positiva distribuida de manera uniforme y donde en

el interior encontraban partículas con carga negativa

(electrones) iguales en número al de la carga positiva

para que el átomo fuera neutro.

La identificación de Thomson de los electrones fue

mediante el estudio de los rayos catódicos. Usó en

su experimento un tubo al vacío y en sus extremos

conectó un electrodo que se conectaba a su vez a

una terminal metálica fuera del tubo.

Estos electrodos adquieren carga eléctrica cuando se

conectan a una fuente de alto voltaje. Al cargarse los

electrodos, unos rayos viajan a través del tubo desde

el electrodo negativo, denominado cátodo, hacia el

electrodo positivo, llamado ánodo.

Debido a que el origen de estos rayos es el cátodo,

se nombran rayos catódicos (Fig. 6). Joseph Thomson

descubrió que los rayos se desviaban hacia una placa

con carga positiva y se alejaban de una placa con

carga negativa. En ese entonces, ya se sabía que los

objetos que tienen cargas iguales se repelen entre sí,

mientras que los objetos con cargas contrarias se

atraen.

De esta manera, concluyó que los rayos catódicos se

hallaban constituidos por partículas invisibles con

carga negativa, a las que denominó electrones.

Figura 6. Tubo de rayos catódicos. Es un tubo de gases donde se realizó el experimento que permitió

demostrar la existencia de los electrones.

En 1886, el físico alemán Eugine Goldstein usó un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado y notó otro

tipo de rayos que procedían del ánodo. Los rayos atravesaban las perforaciones del cátodo iluminando la zona

posterior del tubo, llamándoles rayos canales; ya que tienen la propiedad de atravesar por pequeños agujeros

en el cátodo.

Cátodo Rendija Ánodo

Hacia la bombade vacío

Generador devoltaje

4



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

Él postuló que estos rayos estaban conformados por

partículas con carga positiva, que posteriormente se

les nombró protones. Desde 1900, ya se sabían dos

características de los átomos: i) son eléctricamente

neutros y ii) poseen electrones. Para que el átomo se

considere neutro debe tener el mismo número de

cargas positivas y negativas.

Modelo atómico de Ernest Rutherford

El físico neozelandés Ernest Rutherford en 1911 (Fig.

7) propuso una teoría fundada en un nuevo modelo

atómico de acuerdo con sus experiencias. Realizó un

experimento que consistió en hacer llegar un haz de

partículas alfa (partículas pequeñas de alta energía

cargadas positivamente) originarios de un elemento

radiactivo sobre una delgada lámina de oro.

La mayoría de las partículas atravesaron la lámina

como si no hubiese estado allí, mientras que otras sí

cambiaron de dirección e inclusive hasta rebotaron.

Las desviaciones se mostraron a través del uso de

una pantalla fluorescente de sulfuro de zinc (ZnS),

que producía un centelleo ante cada impacto (Fig. 9).

Figura 8. Ernest Rutherford (1871 -1937) se dedicó al estudio de

las partículas radiactivas a las cuales clasificó como: alfa, beta y

gamma. Descubrió que la radiactividad se enlazaba medianteuna desintegración de los elementos, lo que le valió en 1908, el

Premio Nobel de Química.

A partir de esta experiencia, se estableció el llamado

modelo atómico de Rutherford o modelo atómico

nuclear . Rutherford concluyó que como algunas de

las partículas alfa habían logrado atravesar la lámina,

los átomos debían consistir principalmente en un

espacio vacío. Por otro lado, ya que varias partículas

alfa habían rebotado, los átomos de oro (Au) debían

contener un objeto con carga positiva concentrado

en medio de este espacio.

Rutherford denominó núcleo a la parte central del

átomo (Fig. 8) y concluyó lo siguiente:

¿Cuál es el tubo de rayos catódicos en la actualidad?

El tubo de rayos catódicos, actualmente, es el monitor

de la computadora y el cinescopio del televisor. Estos

tubos utilizan un campo magnético variable para lograr

que el haz de electrones se mueva hacia atrás y haciaadelante iluminando los dibujos en una pantalla que

está cubierta con productos químicos.

5



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

Figura 7 . Esquema representativo del experimento de Ernest Rutherford.

El átomo posee un núcleo central muy pequeño

con carga positiva, donde se concentra la mayor

parte de la masa del átomo.

Los átomos están constituidos en su mayor parte

por espacio vacío. Girando alrededor del núcleo y siguiendo órbitas

circulares, se encuentran los electrones en igual

número de los protones existentes en el núcleo,

manteniéndose así la neutralidad del átomo.

La masa del protón es aproximadamente igual a la

mitad de la masa del átomo.

Figura 8. Modelo atómico de Rutherford.

El físico inglés Sir James Chadwick, estudiante delfísico Rutherford, continuando con el experimento

del bombardeo de las partículas alfa, logró en 1932 a

través de materiales radiactivos, el descubrimiento

del neutrón: una partícula sin carga. Descubrió que a

diferencia de los electrones, sus trayectorias no eran

afectadas debido a un campo eléctrico, por lo que no

tenían carga e indicó que estas partículas provenían

del núcleo.

James Chadwick indicó que el neutrón poseía 17 %más masa que el protón, pero en trabajos aún más

recientes indicaron que sólo existe una diferencia

aproximada de 0.1 %. La masa y carga del neutrón

() y del protón (), son las siguientes:

La masa del electrón () y su carga se calculó con

las labores dadas del físico estadounidense Andrews

Millikan (1868 -1953):

Líneas espectrales atómicas y el Modelo atómico de

Bohr

Cuando la luz solar o luz blanca pasa a través de un

prisma, la luz se separa en una banda que muestra

los colores del arco iris, llamada espectro continuo

(Fig. 9A).

Figura 9. Espectros producidos a partir de la dispersión, por

medio de un prisma de dos diferentes fuentes de luz. A. La luz

blanca produce un espectro continuo. B. Los átomos en estado

gaseoso generan un espectro de emisión.

Al pasar una corriente a través de un tubo con un gas

en su interior, se observa la emisión de luz, tal como

lo hacen las luces de neón. Si la luz emitida por el gas

se pasa por un prisma, se distingue una secuencia de

distintas líneas brillantes llamadas líneas espectrales

(Fig. 9B), cada línea responde a una longitud de ondadiferente, o color, de la luz.

A esta serie de líneas se les conoce como espectro de

emisión. Estas líneas poseen un número finito para

cada elemento, debido a que sus longitudes de onda

son características propias del elemento que emite

la luz (Fig. 10).

Núcleo

Órbita delelectrón

A

B

6



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

Figura 10. Espectros de emisión de diferentes elementos. Estos pueden ser usados para identificar cada elemento e incluso demostrar

su presencia. Por ejemplo, la figura muestra cómo una nebulosa está compuesta por Hidrógeno, Helio, Sodio y Neón, pues cada uno de

sus espectros forma el espectro de la nebulosa.

Modelo atómico de Niels BohrEn 1913 el físico danés Niels Henrik Bohr modificó el

modelo de Ermest Rutherford y propuso un modelo

planetario para el átomo de Hidrógeno (H2), el cual

permitía explicar el espectro atómico. El modelo sólo

“permite” cierta cantidad de órbitas. Es decir, que la

energía de los electrones está cuantizada (Fig. 11).

Figura 11. En el modelo atómico de Niels Bohr se posicionan los

electrones en niveles de energía alrededor del núcleo.

El nivel de energía más bajo es el más próximo al

núcleo y sólo cuenta con dos electrones. Los niveles

de energía más altos se hallan más lejos del núcleo ypueden poseer mayor número de electrones.

Los postulados de Bohr afirman lo siguiente:

El electrón sólo se mueve en los niveles de energía

definidos, llamados órbitas, en los que no se emite

energía. El nivel de energía más bajo es el más

próximo al núcleo y se conoce como estado basal o

estado fundamental . A temperatura ambiente, la

mayoría de los electrones se encuentran en estadobasal.

Los electrones en niveles de energía bajos, pueden

absorber energía y ser promovidos o saltar hacia

niveles de energía más altos, fenómeno designado

como como estado excitado.

Los electrones en niveles de energía altos que

“regresan” hacia los niveles de energía más bajos

emiten energía en forma de luz (el paquete de

energía o emisión de fotón por el cual viaja la luz),

que es la responsable de las líneas brillantes en losespectros de emisión. Cada salto entre los distintos

niveles de energía pertenece a varias de las líneas

espectrales observadas (Fig. 12).

Figura 12. Los saltos de electrones entre las órbitas permiten

observar líneas brillantes de varios colores a distintas longitudes

de onda () en el espectro. Así, cuando el electrón salta del nivel

3 al 2, se observa una línea roja; cuando lo hace del nivel 4 al 2,

es verde; del nivel 5 al 2 es azul y del nivel 6 al 2, es violeta.

7



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

2. LA TEORÍA CUÁNTICA DE LA ESTRUCTURA DEL

ÁTOMO

El modelo de N. Bohr no es aplicable a átomos que

poseen más de un electrón. Aunque su teoría es útil

para poder comprender la transición de los

electrones de un nivel energético a otro, fracasa al

considerar que el electrón actúa como partícula.

Al igual que la luz, que puede actuar como partícula

y onda, el electrón también posee la propiedad de

movimiento de onda e interacción como partícula,

este es el Principio de dualidad onda – partícula, que

fue establecido a principios del siglo XX por Louis de

Broglie.

Así, toda la materia en movimiento posee longitud

de onda, descrita a través de la siguiente ecuación:

Dónde: es la constante de Planck, es la masa de

la partícula en kilogramos y es la velocidad ().

Para cualquier objeto macroscópico, el cálculo de su

longitud de onda es demasiado pequeño y no puedeser observable. Empero, para un electrón la longitud

de onda es significante y mesurable.

Principio de incertidumbre de Heisenberg

Unos años después de que de Broglie planteara la

naturaleza dual de la materia, Werner Heisenberg,

propuso el principio de incertidumbre, que indica que

no es posible saber con certeza el momentum (mv) y

la posición de un electrón de manera simultánea.

Dado que los electrones son demasiado pequeños y

se mueven rápido, su movimiento es imperceptible a

nuestros sentidos.

Este principio demostró otra deficiencia en la teoría

atómica de Bohr, que propone que los electrones se

mueven en órbitas definidas alrededor del núcleo,

implicando que tanto la posición como la energía de

un electrón pueden conocerse con certeza.

Ecuación de Schrödinger y funciones de onda

Ernest Schrödinger derivó una ecuación matemática

para describir el comportamiento ondulatorio de los

electrones. Como resultado de esta nueva ecuación

se obtienen las funciones de onda (ψ), las cuales, son

ecuaciones matemáticas que predicen la energía que

poseen los electrones y las regiones en el espacio

adonde pueden ser encontrados.

El cuadrado de las funciones de onda (ψ2), es igual a

la probabilidad de encontrar a un electrón en una

región dada alrededor del núcleo de un átomo. Las

funciones de probabilidad son llamadas orbitales y

su representación se estudiará con más detalle en la

Lección 2.

En la figura 13, la densidad de probabilidad (ψ2) para

un electrón ubicado en el nivel más bajo de energía

en el átomo de hidrógeno, se grafica en función de la

distancia al núcleo (radio). Es de notar que a medida

la distancia al núcleo va disminuyendo, el valor de ψ2

aumenta. Esto indica que el electrón con menor nivel

energético del átomo de hidrógeno se puede hallar,

encontrar, lo más probable, más cerca del núcleo.

Figura 13. Densidad de probabilidad para el electrón del átomo de hidrógeno.

8



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

Esta densidad de probabilidad se puede visualizar

imaginando que el electrón es un punto y cambia su

posición cada segundo por un periodo largo de

tiempo (Fig. 14). La mayor densidad de puntos se

encuentra más cerca del núcleo. Esta es la región de

mayor densidad electrónica; es decir, es la región de

mayor probabilidad para encontrar un electrón.

Figura 14. Densidad electrónica para el electrón del átomo de

hidrógeno representada mediante un diagrama de puntos.

3. NÚMERO ATÓMICO Y NÚMERO MÁSICO

De los modelos atómicos estudiados previamente,

concluimos que el átomo está constituido por tres

partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón(los quarks, hadrones, bosones, etc., se estudiarán

en niveles superiores). Asimismo, concluimos que en

el núcleo del átomo se encuentran los protones y los

neutrones y alrededor de este, están los electrones.

Si observamos la Tabla Periódica, notaremos que los

elementos están numerados: 1 para hidrógeno (H), 2

para helio (He), 3 para litio (Li) y así sucesivamente,

hasta llegar al 118 para el ununoctium (Uuo). Este

número que representa a cada elemento químico esel número atómico (Fig. 15).

El número atómico (Z) es el número de protones en

el núcleo de cada átomo de un elemento químico. En

un átomo neutro, el número de protones es igual al

número de electrones, de tal forma que también el

número atómico demuestra el número de electrones

que se hayan en un átomo; por ejemplo, el número

atómico del berilio (Be) es 4; es decir, cada átomo

neutro de berilio posee 4 protones y 4 electrones.

Figura 15. Identificación del número atómico y másico en una

casilla de la Tabla Periódica.

Cada átomo en el Universo que cuente con cuatro

protones se llama correctamente Berilio.

La cantidad de protones dentro del núcleo del átomo

o el número de electrones en órbita del mismo, se

denomina número atómico.

El número de masa o número másico (A) muestra el

número total de protones y neutrones existentes en

el núcleo de un átomo de un elemento. En el caso

del Hidrógeno, su forma más común tiene un protóny ningún neutrón.

4. ISÓTOPOS

Como se ha mencionado con anterioridad, un átomo

neutro de un elemento dado siempre tiene el mismo

número de protones y electrones (número atómico,

Z); pero, se ha identificado que para la mayoría deellos hay dos o más tipos de átomos. La diferencia

que existe entre estas clases de átomos del mismo

elemento, es que poseen diferentes cantidades de

neutrones. A estos átomos se les llaman isótopos.

Los isótopos son átomos de un mismo elemento con

igual número atómico y diferente número de masa

debido al número de neutrones diferente. Esto es lo

22.990

11

Númeromásico

Númeroatómico

9



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

que ocurre con el Uranio (U), que tiene dos isotopos:

con números másicos 235 y 238:

El primer isótopo se utiliza en reactores nucleares y

en bombas atómicas; en cambio, el segundo carece

de las propiedades idóneas para tales aplicaciones. A

excepción del hidrógeno, el cual presenta un nombre

diferente para cada uno de sus isótopos (Fig. 16), los

isótopos de los demás elementos se identifican por

medio del número másico. Los isótopos señalados se

nombran así: uranio -235 y uranio -238; es decir, se

escribe el nombre o símbolo del elemento seguido

del número másico separado por un guion.

Figura 16. Los isótopos del hidrógeno son los únicos que tienen un nombre específico: A. Protio, tiene un solo protón en su núcleo, sinningún neutrón; B. Deuterio, tiene un protón y un neutrón; C. Tritio, tiene un protón y dos neutrones en su núcleo.

Aplicaciones de los isótopos

Se conocen dos tipos de isótopos: los estables o no

radiactivos e inestables o radiactivos.

Estable o no radiactivo: Este tipo de isótopos no

emiten radiaciones por no poseer tantos protones

en el núcleo.

Inestable o radiactivo: Estos pueden ser naturales o

artificiales y se fundan en el principio, que entremayor número de partículas posea un átomo en el

núcleo, será más inestable y por ello, liberará parte

de sus partículas, a las que llaman radiaciones.

Los isótopos tienen un amplio campo de aplicación

en la medicina y en la industria. La primera utilidad

que se les dio a los isótopos radiactivos fue en fines

bélicos, en la fabricación de las bombas (atómica, de

neutrones, entre otros); no obstante, ello motivó a la

investigación posterior, hallándose un gran campode aplicación con fines altruistas.

Seguidamente, se listan algunos ejemplos del uso de

los isótopos:

Co -60 : Este es un emisor de rayos gamma (γ); los

rayos se usan para destruir células cancerígenas. El

haz de rayos gamma se dirigen hacia el centro del

tumor para que no dañe los tejidos sanos.

I -131: El paciente ingiere el yodo para tratar el

cáncer de tiroides. La glándula tiroidea absorbe elyodo; posee el inconveniente que emite demasiada

radiación beta y gamma.

Tc -99: Es un emisor de rayos gamma; el isótopo se

inyecta en el paciente y se concentra en los huesos,

siendo usado para el radiodiagnóstico de huesos.

I -123: Este isótopo es un intenso generador de

rayos gamma (γ), pero no emite partículas beta (β)

dañinas; es eficaz para poder obtener imágenes de

la glándula tiroidea.

Na-24: Se usa para seguir el recorrido sanguíneo ypoder detectar las obstrucciones en el sistema

circulatorio.

H -1

H -2

H -3

A B C

10



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… GEOLOGÍA

DATACIÓN POR CARBONO -14

Los vegetales toman constantemente carbono de la atmósfera, en forma de dióxido de carbono (CO 2) y lo incorporan a sus

tejidos. El elemento carbono (C) presenta varios isótopos y el de la atmósfera contiene una pequeña parte de carbono

radiactivo: el Carbono-14 (C-14). Mientras el vegetal se halla vivo, la proporción de C-14 en sus tejidos es la misma que la que

hay en la atmósfera, igual que sucede con los tejidos de los animales que se han alimentado con materia vegetal.

Pero cuando cesa la respiración y muere un ser vivo, el C-14 se va desintegrando progresivamente y su proporción en los tejidos

disminuye. Como se conoce la velocidad con la que se degrada y midiendo la proporción de C-14 en un momento dado se

puede conocer cuánto hace que el organismo ha muerto, lo que permite estimar la edad de los materiales hechos a partir de él.

Solicíteles a sus estudiantes que respondan las siguientes preguntas a través de una investigación bibliográfica: ¿qué es el

carbono y cómo se encuentran en la atmósfera? ¿Cómo calculan los científicos la edad de los fósiles? ¿Cómo determinan la edad

de los huesos desenterrados en una excavación arqueológica? ¿En qué consiste la datación por medio del Carbono-14? ¿Cuáles

son las limitaciones del Carbono-14? ¿Qué otras aplicaciones presenta el Carbono-14?

¿Es posible detectar actividad biológica en el planeta Marte usando isótopos?

El Rover de Exploración de Marte (MER, por sus siglas en inglés ( Mars Exploration Rover ) es una misión que ha sido enviada a

explorar Marte, por la NASA. Incluye el envío de dos rovers (robots): Spirit (lanzado el 10 de junio de 2003) y Opportunity

(lanzado el 7 de julio de 2003) para explorar la superficie y geología de Marte.

En hallazgos recientes, el rover Opportunity descubrió una alta concentración de azufre en rocas del lugar de aterrizaje de laBeagle 2, una sonda espacial que conformó la misión Mars Express de la Agencia Espacial Europea, la cual fue declarada

oficialmente perdida el 6 de febrero de 2004. La Beagle 2 fue creada por universitarios británicos dirigidos por el científico

Collin Pillinger para buscar señales de vida midiendo el fraccionamiento de carbono en rocas marcianas.

Durante una conferencia de prensa en que se anunció el descubrimiento, Pillinger mencionó la posibilidad de usar isótopos de

azufre para poder reconocer actividad biológica en Marte. La NASA indicó que los experimentos con isótopos requerirían una

muestra traída desde el planeta Marte, ya que no es posible que la medición fuese llevada a cabo por una nave robótica; pero

el análisis lo efectuaría Pillinger ya que mencionó que la NASA no cuenta con un espectrómetro de masas para isótopos y él ha

estado toda su carrera construyendo máquinas para detectar isótopos.

11



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

RESUMEN

Átomo: Es la parte más pequeña de un elemento con

identidad química propia. Los átomos se forman por

un pequeño núcleo denso de protones y neutrones,

y rodeado por electrones en movimiento.

Isótopo: Son átomos de un mismo elemento químico

que poseen el mismo número de protones en su

núcleo, pero difieren en el número de neutrones.

Número atómico, Z: Es el número de protones que

se hallan en el núcleo atómico. El número atómico es

igual al número de electrones que orbitan alrededor

del núcleo en un átomo neutro.

Número másico, A: Es el número de protones y de

neutrones que contiene el núcleo atómico.

Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte:

1. Astroseti.org (2011) Entrevista con el científico del Beagle 2. Astrobiology Magazine. Consultado en junio

2011 desde http://goo.gl/A5KVS

2. Biggs, A., Daniel, L., Feather, R., Ortleb, E., Riller, P., Snyder, S., Zike, D. (2002) Ciencias de Glencoe.

Programa de Ciencias para Texas, Grado 7 . Estados Unidos: Glencoe /McGraw Hill.

3. Brush S., Holton G. (1988) John Dalton. Introducción a los Conceptos y las Teorías de las Ciencias Físicas .

Consultado en junio 2011 desde http://goo.gl/ZkcZC

4. Chang, R., College, W. (2003) Química. Séptima Edición. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores S.A.

de C.V.

5. Enciclopedia Virtual Paraguaya (s.f.) Unidad VII. Organización de los seres vivos. Ciencias de la Naturaleza.

Consultado en junio 2011 desde http://goo.gl/zfa3r

6. ITE. Instituto de Tecnologías Educativas (s.f.) Historia: modelos atómicos. Consultado en junio 2011 desde

http://goo.gl/YNo8y

7. Phillips, J., Strozak, V., Williams, C. (2004) Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de

C.V.

12



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

8. Ramírez, V. (2002) Química 1 para Bachillerato General . Cuarta Reimpresión. México: Publicaciones Cultural

S.A de C.V.

9. SAEM Thales (s.f.) Isótopos usados en medicina. Sociedad Andaluza de Educación Matemática Thales.

Consultado en junio 2011 desde http://goo.gl/A4lMl

10. University of Virginia (2003) Cloud Model of the Atom II. A Physical Science Activity. Consultado en junio

2011 desde http://goo.gl/HyvOG

11. University of Virginia (2003) Indirect Measurement . A Physical Science Activity Consultado en junio 2011

desde http://goo.gl/FV4Oo

13



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

ACTIVIDAD EVALUADORA

1. Subraya la respuesta correcta de las siguientes expresiones:

1. ¿Qué explica el modelo atómico de John Dalton?

a. La materia está constituida por átomos.

b. Los átomos tienen un núcleo muy pequeño donde se concentra casi toda la masa.

c. Los fenómenos eléctricos.

2. El aporte de Ernest Rutherford fue el siguiente:

a. Descubrió que el átomo era prácticamente espacio.

b. Descubrió que casi toda la masa del átomo se hallaba alrededor del núcleo atómico.

c. Descubrió la existencia de protones.

3. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta?

a. La masa del electrón es superior a la masa del neutrón.

b. La carga eléctrica del núcleo atómico es positiva.

c. El electrón se ubica en el núcleo del átomo.

2. Ubica las palabras que se listan en los espacios correspondientes:

(1) es el número de (2) que contiene el núcleo atómico, coincide con el

número de (3) sólo si el átomo es neutro. Los (4) se caracterizan

por su número atómico; es decir, por el número de (5) del núcleo. Átomos con diferente

número de protones pertenecen a elementos (6) .

El (7) representa la suma de protones y (8) del núcleo. Átomos de unmismo elemento que tienen diferente número de (9) se llaman isótopos de dicho

elemento. Los isótopos de un elemento siempre tienen el mismo número de (10) .

3. Dibuja en los bosquejos que se te presentan, los modelos atómicos postulados por Ernest Rutherford, Niels

Bohr y Joseph Thomson:

Protones Electrones Protones Neutrones Número atómicoNúmero másico Protones Diferentes Elementos Neutrones

14



ESTRUCTURA ATÓMICA

Química

4. Relaciona las siguientes conclusiones experimentales con el modelo atómico a que dieron lugar:

a. Los átomos se conforman de una esfera de carga eléctricapositiva distribuida de manera uniforme y en su interiorse encuentran partículas con carga negativa; el cual, eran

en número igual a las cargas positivas, de tal manera queel átomo fuera neutro.

b. Los saltos de electrones desde niveles de mayor energíahacia otros de menor energía o viceversa, suponen unaemisión o absorción de energía electromagnética.

c. Al reaccionar dos elementos para crear un compuesto, lohacen siempre en la misma proporción de masas.

d. Al bombardear los átomos de una lámina delgada conpartículas cargadas positivamente, algunas rebotan en unpequeño núcleo situado en el centro del átomo.

Modelo atómico de Rutherford

Modelo atómico de Dalton

Modelo atómico de Thomson

Modelo atómico de Bohr

5.

Completa la siguiente tabla:

Elemento Número atómico Número másico N° de protones N° de neutrones N° de electrones

17 20

235 92

20 10

6. De cuatro átomos: A, B, C, D sabemos que contienen:

Átomo A Átomo B Átomo C Átomo D

13 protones14 neutrones




a. ¿Cuáles pertenecen a isótopos diferentes del mismo elemento?

b. ¿Son el átomo B y C del mismo elemento?

7. Señala las afirmaciones correctas:

1. El número másico de un átomo es la suma del número de protones, neutrones y electrones.

2. Todos los átomos de un mismo elemento químico tienen el mismo número de neutrones.

3. Los isótopos de un elemento químico tienen el mismo número atómico.

4. Los isótopos de un elemento químico poseen el mismo número másico.

5. Los isótopos de un elemento químico tienen distinto número de neutrones.

15




Podemos observar la diversidad de objetos que

rodean gracias a la interacción de la luz con

electrones de las capas externas de los átomos

conforman las moléculas. Podemos comprender

fenómeno mediante la forma en que los electron

acomodan en los átomos: sólo en ciertos nivele

torno al núcleo. El movimiento de un electrón d

un nivel hacia otro superior, requiere la absorció

energía.

DESCRIPCIÓN

En esta lección se describen los números cuán

que explican cómo se acomodan los electrones e

átomos en términos de orbitales. La configura

electrónica de un átomo se relaciona con su ubica

en la Tabla Periódica.

CONTENIDOS

1. Números cuánticos.

2. Configuración electrónica.

3. Electrones de valencia.

4. Iones y número de oxidación.


1. Describe los cuatro números cuánticos y los usa para

caracterizar los orbitales atómicos.

2. Escribe correctamente la configuración electrónica de

los primeros veinte elementos químicos de la TablaPeriódica.

3. Señala los electrones de valencia en la configuración

electrónica de los primeros veinte elementos de la

Tabla Periódica.

4. Representa la formación de diferentes iones.

PALABRAS CLAVE

Nivel de energía, subcapas, orbitales, espín, electrones

de valencia, configuración electrónica, iones.

Lección 2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA



CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Química

1.

NÚMEROS CUÁNTICOS

lrededor del núcleo atómico, los electrones

se sitúan en regiones específicas llamadas

orbitales, que son descritos por un conjunto

de funciones de onda resultado de la solución de la

ecuación de Schrödinger (Lección 1).

Los orbitales son las regiones de espacio con alta

probabilidad de encontrar un electrón y pueden ser

caracterizados y descritos mediante los nombrados

números cuánticos, los cuales son:

1.

Número cuántico principal (n). Indica el nivel de

energía o capa que ocupa un electrón, es decir, la

distancia promedio del electrón al núcleo. Posee

valores enteros positivos de 1, 2, etc. La energía

de los niveles aumenta: 1 < 2 < 3 < 4 < 5…< n.

2.

Número cuántico azimutal o secundario ( l ). Es el

que designa la subcapa o subnivel en el que se

encuentra el electrón y la forma de los orbitales

que ocupa. Dentro de una capa (definida por el

valor de n) pueden hallarse diferentes subcapas,

cada una con una forma característica (Figs. 1 y

2).

Este número cuántico puede adquirir valores enteros

desde cero hasta (n-1) para cada valor de n. Por lo

general se denota cada valor de l usando una letra

que pertenece a una subcapa distinta:

Valor de l 0 1 2 3

Letra s p d f

En la primera capa (n=1), el valor máximo de l es

cero, indicando la presencia de una subcapa s. En lasegunda capa (n=2), los valores permitidos de l son 0

y 1, indicando que dentro de ella existe la subcapa s

y la p.

Figura 2. Forma de los orbitales s (esféricos) y p (lóbulos).

3. Número cuántico magnético (m). Este distingue el

orbital específico dentro de una subcapa y logra

describir la orientación espacial del orbital. Toma

valores desde - l ,..., 0,..., + l. El valor máximo de m

depende del valor de l (2 l + 1). Por ejemplo, para

l =1, hay 3 valores permitidos de m a los cuales se

le asignan los valores: -1, 0, y +1 que indican 3

regiones en el espacio (tres orbitales atómicos) asociados a la subcapa p (Fig. 3).

Figura 3. Orientación en el espacio de orbitales p, según los tres

valores permitidos por el número cuántico magnético (-1, 0,+1)

correspondiente a los ejes cartesianos x, y y z, respectivamente.

4.

Número cuántico espín (s). Indica la rotación del

electrón alrededor de su propio eje (Fig. 4). Toma

sólo dos valores:

) y

.

.

Figura 4. Espín del electrón. A la derecha en el sentido de las

agujas del reloj (+½) y a la izquierda en el contrario (-½).

Figura 1. Diferentes formas de los orbitales atómicos para n=3 de acuerdo al valor de l (0, 1, 2). El color de los

orbitales es asignado por convención para ilustrarlos mejor.

A

17




Química

Los primeros tres números cuánticos describen a los

orbitales en particular; cada orbital puede contener

un máximo de dos electrones, uno con espín

y el

otro con espín

.

En general, los números cuánticos indican la posición

de los electrones dentro del átomo, por tanto, cada

electrón mantiene un conjunto de cuatro números

cuánticos que lo distinguen. La Tabla 1 muestra los

cuatro números cuánticos para los primeros cuatro

niveles de energía.

Tabla 1. Relación de los valores de n, y m hasta n=4

n

Posiblesvalorespara l

Designaciónde subcapa

Posibles valores para m

1 0 1s 0 (1 orbital)

201

2s2p

0 (1 orbital)-1, 0, +1 (3 orbitales)

3012

3s3p3d


-2, -1, 0, +1, +2(5 orbitales)

4

012

3

4s4p4d

4f


-2, -1, 0, +1, +2(5 orbitales)

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 (7orbitales)

Orbitales atómicos

Considerando los números cuánticos como pautas yque los orbitales se definen como funciones de onda

(Lección 1) enseguida se estudiarán los orbitales de

las subcapas s y p.

Orbitales s

Cada nivel o capa, contiene una subcapa s (definida

por l =0), que consiste en un orbital s (definido por

m=0). Para distinguir los distintos orbitales s de cada

capa, se utiliza el número cuántico principal como

coeficiente. Por ejemplo, 1s indica el orbital s del

nivel 1; 2s el orbital s del nivel 2; 2 p es un orbital p

del nivel 2 y así sucesivamente (Tabla 1).

El orbital de más baja energía, el 1s, es esférico (Fig.

2), dado que al graficar la función de probabilidad o

densidad electrónica (ψ2) para el orbital 1s en

función de la distancia al núcleo r , la probabilidad de

encontrar al electrón es simétrica y disminuye en la

medida que se aleja del núcleo (Fig. 5); esto indica

que es poco probable que el electrón se encuentre

muy lejos del núcleo. Si analiza de forma similar los

orbitales 2s y 3s, verá que también tienen simetría

esférica.

En realidad, todos los orbitales s poseen simetría

esférica y en lo único que cambian es en su tamaño;

es decir, que al incrementar n aumenta la distancia

¿Cómo se obtienen las imágenes internas de nuestro cuerpo?

Hasta hace poco, para obtener imágenes de los huesos, músculos y órganos humanos sólo se lograba principalmente empleandorayos X.

En los años ochenta, una nueva técnica llamada imágenes por resonancia magnética nuclear (MRI, por sus siglas en inglés) pasó a lavanguardia de la tecnología para obtener imágenes médicas. El fundamento de MRI es un fenómeno llamado resonancia magnética

nuclear (RMN) que se descubrió a mediados de los años cuarenta. Actualmente, la RMN se ha convertido en uno de los métodosespectroscópicos más importantes que se emplean en química, y se basa en la observación de que, al igual que los electrones, losnúcleos de muchos elementos poseen un espín intrínseco. Al igual que el espín electrónico, el espín nuclear está cuantizado.

Por ejemplo, el núcleo de 1H (un protón) tiene dos posibles números cuánticos de spin nuclear,

y

. Un núcleo de hidrógeno

en rotación actúa como un imán diminuto. En ausencia de campos externos, los dos estados de espín tienen la misma energía, perocuando los núcleos se colocan en un campo magnético externo se pueden alinear ya sea paralelos u opuestos (anti paralelos) alcampo, dependiendo de su espín. La alineación paralela tiene más baja energía que la anti paralela, siendo la diferencia energía, ΔE .Si los núcleos se irradian con fotones cuya energía es igual a ΔE , el espín de los núcleos puede “invertirse”, es decir, excitarse de la

alineación paralela a la antiparalela. La detección de la inversión de los núcleos entre los dos estados de espín produce un espectroRMN.

18




Química

del electrón al núcleo. La figura 5 permite visualizar

el cambio de nivel energético para los orbitales 2s y

3s; muchas veces, el valor ψ2 es cero (la probabilidad

es nula de encontrar un electrón a esta distancia del

núcleo), llamándose “nodo” a estas regiones.

Orbitales p

En el segundo nivel, l posee los valores de 0 y 1;

aparece la subcapa p que contiene un conjunto de

tres orbitales correspondientes a los 3 valores de m

permitidos (-1, 0, y +1) que se representan como los

orbitales p x , py y pz, junto al nivel energético en el

que se ubican (2 p, 3 p, 4p, etc.). Cada conjunto de

orbitales p se asemeja a tres pesas idénticas

colocadas perpendicularmente entre sí; por tanto la

distribución de su densidad electrónica se concentra

en dos regiones a los lados del núcleo (Fig. 6) y a

cada lado se denomina lóbulo.

Ubicando al núcleo en el origen del plano cartesiano,

podemos visualizar la orientación de cada uno de los

tres orbitales p (Fig. 2). De esta manera, los orbitales

p con un valor dado de n, tienen el mismo tamaño,

pero difieren en su orientación espacial.

2.


Una vez caracterizados los orbitales, se describirá la

disposición de los electrones dentro de ellos para los

primeros 20 elementos de la Tabla Periódica, usando

las configuraciones electrónicas, las cuales son la

forma en que se distribuyen los electrones entre los

orbitales de los diferentes niveles y los subniveles de

energía.

r 2

ψ 2

r 2

ψ 2

r 2

ψ 2

ψ 2

ψ 2

ψ 2

Figura 5. Distribución de densidad electrónica en orbitales 1s, 2s y 3s. La parte inferior de la figura muestra cómo varía la densidadelectrónica, representada por ψ

2, en función de la distancia r al núcleo.

19




Química

Reglas para la distribución de los electrones en los

orbitales

1.

Los electrones ocupan los orbitales comenzando

desde el nivel más cercano al núcleo, o sea, el de

menor energía (nivel 1, luego el 2, etc.). La figura

7 sugiere el orden que los electrones ocupan los

orbitales en los diferentes niveles energéticos,

primero el 1s, luego el 2s, 2p y así sucesivamente.

Figura 7. Diagrama del orden de llenado de los orbitales. Se

comienza llenando desde abajo (1s, menor energía) hacia arriba

(mayor energía).

2.

Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de

un átomo no pueden poseer los cuatro números

cuánticos iguales. Como se vio anteriormente, los

primeros tres números cuánticos (n, l y m),

determinan un orbital específico. Dos electrones

pueden tener los primeros tres números

cuánticos iguales; pero si es así, el espín debe ser

diferente.

3.

Regla de Hund : Cuando existen orbitales de igual

energía, los electrones ocupan inicialmente estos

orbitales de manera individual. Este fenómeno se

puede explicar debido a que los electrones tienen

la misma carga eléctrica e intentan mantenerse

separados entre sí como sea posible. Esto puede

lograrse situándose en orbitales vacíos de energía

similar en lugar de unirse a otros electrones en

orbitales semi llenos.

Representación de las configuraciones electrónicas

Para la representación de las configuraciones puede

efectuarse de dos formas diferentes:

1.

Notación s p d f , en la cual se escribe el nivel de

energía, la subcapa y el número de electrones así:

1s1.El coeficiente 1 indica el nivel de energía (n),

la letra minúscula señala la subcapa, mientras

que el superíndice el número de electrones. Este

último valor se obtiene del número atómico (Z).

2.

Diagrama de orbitales, se utiliza para mostrar la

distribución de los electrones en cada subcapa, la

cual se descompone en orbitales individuales,

simbolizados mediante cajas. Esta representación

se elabora con la dirección de energía creciente

vertical (Fig. 8A) o desde izquierda a derecha (Fig.8B).

Los electrones se indican mediante flechas. Una

apuntando hacia arriba corresponde a un tipo de

espín (

) y una flecha apuntando hacia abajo al

otro tipo (

).

r2 ψ2

Figura 6. Densidad electrónica y la probabilidad de encontrar

un electrón, en función de la distancia al núcleo (2) para un

orbital p.

20




Química

Los electrones que están en un mismo orbital con los

espines opuestos , se dice que están apareados.

Los electrones en diferentes orbitales de la misma

subcapa ocupados individualmente tienen espines

iguales o paralelos (las flechas apuntan en la misma

dirección). Por ejemplo, para la subcapa 2 p se indica

escribiendo en vez de , al seguir

la regla de Hund.

Figura 8. Diagramas de orbitales con dirección creciente de

energía: A. vertical y B. horizontal.

Principio de Aufbau o de construcción

La palabra Aufbau es de origen alemán, que significa

“construcción progresiva”; en química, es un método

usado para realizar las configuraciones electrónicas

de los elementos por orden de su número atómico

creciente.

Al pasar de un elemento químico neutro al siguiente,

se añade un electrón y después se describe el orbital

donde va el electrón añadido.

Sus estudiantes al terminar la actividad 1, deberán

de tener registrado en sus libretas de anotaciones un

esquema parecido al de la figura 9.

Figura 9. Principio de Aufbau para los elementos Z=3 hasta Z=10

A B

ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 1 hora)

CONSTRUCCIÓN PROGRESIVA

Materiales por grupo

Caja de fósforos, diagrama con orden de llenado, plantilla

de diagrama de orbitales, lápiz y Tabla periódica.

Procedimiento

Proporcione a sus estudiantes, antes de realizar la actividad,

el diagrama con el orden de llenado de los orbitales y laplantilla con el diagrama de orbitales. Este último puede ser

impreso en una página de papel bond tamaño oficio de tal

forma que los orbitales sean grandes. Otra alternativa es que

el estudiantado elabore el diagrama en una cartulina. Luego,

indíqueles que:

1. Formen grupos de cuatro.

2. Busquen en la Tabla Periódica el número atómico del

Hidrógeno (H).

3. Realicen el orden de llenado en la plantilla para el átomo

de hidrógeno utilizando los fósforos como electrones,

ubicando la cabeza del fósforo hacia arriba o hacia abajosimulando el espín del electrón.

4. Escriban la notación s p d f en su libreta de apuntes.

5. Representen el diagrama de orbitales en su libreta de

apuntes.

6. Repitan los pasos del 2-4 hasta el átomo de calcio.

Pregúnteles: ¿qué átomos poseen electrones en el menor

nivel de energía? ¿A partir de qué átomo y nivel energético

empiezan a llenarse los orbitales p? ¿En cuáles átomos se

evidencia más la regla de Hund?

21




Química

3.

ELECTRONES DE VALENCIA

Se denomina capa de valencia de un átomo a la capa

o nivel más externo del mismo. Los electrones que se

encuentran en esta capa se denominan electrones de

valencia y son los que intervienen en la formación de

cualquier tipo de enlace (Lección 3). Cada elemento

tiene asignado un número que indica la capacidad

que posee dicho elemento químico para combinarse

con otros elementos. Ese número se llama valencia.

Así, la capa de valencia para el Li es 2s 1 y la cantidad

de electrones que posee esta capa es de 1; para el

Be es 2s2 y posee 2 electrones de valencia; para el B

es 2s2 2p1 y cuenta con 3 electrones de valencia; y así

sucesivamente para los demás elementos.

4.

IONES Y NÚMEROS DE OXIDACIÓN

Puesto que todos los gases nobles (con excepción

del helio (He)) tienen ocho electrones de valencia,

muchos átomos al reaccionar también terminan con

ocho electrones de valencia, dado que así alcanzan

estabilidad energética (Lección 3).

Esta observación ha dado lugar a dos conceptos muy

conocidos como: regla del octeto, la tendencia de los

átomos para tener ocho electrones de valencia, y la

regla del dueto: la tendencia de los átomos de tener

dos electrones de valencia.

Un octeto de electrones consiste en orbitales s y p

llenos en un átomo (s2p6 = 8 electrones) y un dueto

con el orbital s lleno (s2 = 2 electrones).

Una manera en que los átomos pueden alcanzar el

octeto es ganando, perdiendo o con la compartición

de electrones de su capa de valencia, debido a que

es la capa más alejada del núcleo. A los átomos que

pierden o ganan electrones se les llama iones. Un ión

con carga positiva se llama catión y uno con carga

negativa, anión.

Por ejemplo, el átomo de sodio (Na), que posee 11protones y 11 electrones, pierde con facilidad el

electrón de la subcapa 3s. El catión resultante tiene

11 protones y 10 electrones, y por lo tanto tiene una

carga neta de +1, obteniéndose una configuración

estable que parecida al neón (Ne) (1s2) (Fig. 10).

Figura 10. Esquema de formación del ión sodio (Na+).

ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 30 minutos)

EN EL NIVEL MÁS ALTO


Diagrama de orbitales y configuraciones electrónicas de laActividad 1 y un plumón permanente de cualquier color.

Procedimiento

1. Formar los mismos grupos de la Actividad 1.

2. Identificar los electrones en el nivel energético más

alto, en cada uno de los diagramas de orbitales de los

20 elementos que ya elaboró en la Actividad 1.

3. Contar cuántos electrones hay en el nivel más alto e

indíquelos a un lado de cada diagrama.

4. Subrayar en las configuraciones electrónicas el nivel

más alto.

Pregunte a los estudiantes

¿Cuál es el nivel de energía más alto para el hidrógeno (H) y

el helio (He)? ¿Cuál es el nivel de energía más alto para el

litio (Li)? ¿Qué otros elementos poseen este mismo nivel

como el más alto? Realice las mismas preguntas cambiando

el Li por el sodio (Na) y luego por el potasio (K).

¿Qué elementos poseen en su última capa un total de 2

electrones? Realice las mismas preguntas, pero cambiando

el valor de 2 electrones por 3… hasta llegar a 8 electrones.

22




Química

El flúor, con 9 protones y 9 electrones (neutro), gana un electrón en las reacciones químicas para generar el ión

F- con el octeto completo en su última capa (2s22p6) parecida al Neón (Fig. 11).

Se conoce como número de oxidación de un elemento a

la carga eléctrica que se le asigna a un átomo en un

compuesto. Esta puede ser en ocasiones la carga que

posee cuando se encuentra en forma de ión. Los números

de oxidación pueden ser positivos o negativos, según la

t endencia del átomo a perder o a ganar electrones Un

mismo átomo puede poseer uno o varios números de

oxidación.

Los elementos metálicos siempre tienen números de oxidación positivos, mientras que los elementos no

metálicos pueden tenerlos positivos o negativos (Tabla 2). Algunos iones son poliatómicos, es decir, que están

formados por más de un átomo (NH4+, NO3

-, etc.), y serán estudiados en lecciones posteriores.

Tabla 2. Fórmulas de algunos iones comunes

Cationes comunes Aniones comunes

Fórmula Nombre Fórmula Nombre

Na+ Sodio F- Fluoruro

K+

Potasio Cl- Cloruro

Ag+ Plata Br- Bromuro

Mg2+

Magnesio O2-

Óxido

Ca2+ Calcio S2- Sulfuro

Zn2+

Zinc N3-

Nitruro

Cu2+ Cobre (II) I- Yoduro

Al

3+

Aluminio H

-

Hidruro

Es importante distinguir entre número de oxidación y valencia. Por ejemplo, en el caso del O 2-, la valencia del

oxígeno es 6, pero su estado de oxidación es 2- (ha ganado 2 electrones, por eso es negativo).

¿Una bomba en nuestro cuerpo?

Nuestro organismo, contiene una bomba llamada bomba

sodio-potasio (Na+ /K

+ ) o Na+/K+-ATPasa que tiene muchas

funciones en la célula. La principal es que conserva el

gradiente electroquímico de la célula, manteniendo el

potencial de la membrana al permitir una concentración

alta de K+

dentro de la célula y una concentración alta deNa+ afuera. Esto facilita el transporte de nutrimentos a

través de la membrana por medio del transporte activo

secundario. Por ejemplo, la glucosa es cotransportada con

Na+ dentro de la célula en contra del gradiente de

concentración. Para la mayoría de las células animales, la

Na+/K+-ATPasa es la responsable del gasto de 1/3 de la

energía de la célula. Para las neuronas es responsable del

gasto de 2/3 de la energía de la célula.

Figura 11. Esquema de formación del ión fluoruro (F -).

23




Química

ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 1 hora)

QUIERO SER ESTABLE

Materiales por grupo: 10 frijoles blancos, 10 frijoles negros o rojos y una Tabla Periódica.

Procedimiento

Con los mismos grupos de estudiantes de las actividades anteriores, seguir las siguientes indicaciones:

1. Identificar el número atómico del litio en la Tabla Periódica.

2. Utilizar los frijoles blancos como protones (cargas positivas) y los negros como electrones (cargas negativas). Para esta actividad

también pueden usar botones de colores para representar a los protones y electrones (ver nota).

3. Retirar o agregar el número de electrones necesarios, según corresponda, aplicando la regla del dueto o del octeto.

4. Contar cuántas cargas positivas tiene y cuántas negativas.

5. Asignar la carga que adquiere el átomo de litio.

6. Repetir los pasos del 1-6 para los siguientes átomos de la Tabla Periódica hasta el flúor.

NOTA: Tome la cantidad de frijoles necesaria para representar el número de protones y electrones que posee el átomo de litio

neutro. Recuerde que los metales (Grupo I y II) pierden electrones para adquirir la configuración de un gas noble (regla del octeto) y

los no-metales (oxígeno, flúor, azufre, etc.) ganan electrones para obtener el octeto.

Pregúnteles: ¿a qué elementos aplicaron la regla del dueto y a cuáles la del octeto? ¿Cuáles elementos formaron cationes?

¿Cómo funcionan los semiconductores?

Los semiconductores son elementos que tienen una conductividad eléctrica inferior a la de un conductor metálico, pero superior a la

de un aislante. El semiconductor más utilizado es el silicio, que es el elemento más abundante en la naturaleza, después del oxígeno.

Otros semiconductores son el germanio y el selenio. Los átomos de silicio tienen su orbital externo incompleto con sólo cuatro

electrones de valencia. Estos átomos forman una red cristalina, en la que cada átomo comparte sus cuatro electrones de valencia

con los cuatro átomos vecinos, formando enlaces covalentes.

A temperatura ambiente, algunos electrones de valencia absorben suficiente energía calorífica para librarse del enlace covalente y

moverse a través de la red cristalina (figura de abajo), convirtiéndose en electrones libres. Si a estos electrones, que han roto el

enlace covalente, se les somete al potencial eléctrico de una pila, se dirigen al polo positivo.

Cuando un electrón libre abandona el átomo de un cristal de silicio, deja en la red cristalina un hueco, que con respecto a los

electrones próximos tiene efectos similares a los que provocaría una carga positiva. Los huecos tienen la misma carga que elelectrón, pero con signo positivo.

El comportamiento eléctrico de un semiconductor se caracteriza por los siguientes fenómenos:

Los electrones libres son portadores de carga negativa y se dirigen hacia el polo positivo de la pila.

Los huecos son portadores de carga positiva y se dirigen hacia el polo negativo de la pila.

Al conectar una pila, circula una corriente eléctrica en el circuito cerrado, siendo constante en todo momento el número de

electrones dentro del cristal de silicio. Los huecos sólo existen en el seno del cristal semiconductor. Por el conductor exterior sólo circulan los electrones que dan lugar a

la corriente eléctrica.

24




Química

RESUMEN

Configuración electrónica: Distribución específica de

los electrones dentro de los orbitales de átomos e

iones.

Electrones de valencia: Son los electrones ubicados

en la capa más externa del átomo.

Ión: Es el átomo o grupo de átomos que poseen una

carga eléctrica.

Números cuánticos: Son los números que describen

las energías de los electrones en los átomos.

Número de oxidación: Se denomina a la carga que

se le designa a un átomo cuando los electrones del

enlace se distribuyen según ciertas reglas. En el caso

de los iones monoatómicos, el número de oxidación

corresponde a la carga del ión.

Orbital atómico: Región en el espacio en la cual hay

una alta probabilidad de encontrar electrones.

Principio de Aufbau: Guía para predecir el orden en

que se ubicarán los electrones dentro de las capas y

las subcapas de los átomos.

Principio de exclusión de Pauli: Dos electrones de

un mismo átomo no pueden poseer su conjunto de

números cuánticos idénticos.


1. Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R. (2004) Química. La ciencia central . México: PEARSON

EDUCACIÓN.

2.

Instituto de Tecnologías Educativas, Ministerio de Educación, Gobierno de España (s.f.) Corteza atómica:

estructura electrónica. Consultado en junio de 2011 desde http://goo.gl/lltsc

3.

Petrucci, R., Harwood, W., Herring, F. (2003) Química General . Madrid: Prentice Hall.

4.

Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M. L., Stanley, G. (2008) Chemistry. CENGAGE Learning.

25




Química

1. Subraya la respuesta correcta:

El número cuántico m para un electrón en elorbital 5s puede ser:

a.

+1/2 ó -1/2b.

Cualquier valor entero entre -5 y +5c.

Cualquier valor entero entre 0 y 5d.

Cero

El número de electrones desapareados en unátomo de fósforo es:a.

5b.

3c.

1d.

2

Si l =3, nos indica que son orbitales:

a.

sb.

pc.

dd. f

2. Escribe V si es verdadero o F si es falso a las

siguientes afirmaciones:

En la notación 1s2, el 1 indica el nivel de energía,

la s indica el subnivel y el 2 representa el númerocuántico magnético.

Dos electrones de un mismo átomo ubicados en

el nivel 1, pueden tener los siguientes números

cuánticos (1,0,0,+1/2) y (1,0,0,-1/2).

El principio de exclusión de Pauli expresa que la

distribución más estable de los electrones en los

subniveles de energía es la que posea

mayor

número de espines paralelos.

3.

¿Cuál de los siguientes grupos de númeroscuánticos, es probable para un electrón ubicadoen la subcapa 4p?a. (4, 3, 1, +1/2)

b. (4, 1, 1, +1/2)

c. (4, 2, 1, +1/2)

d. (4, 0, 1, +1/2)

4. ¿Por qué los siguientes diagramas de orbitalesson erróneos? Explica.

a.

b.

c.

5.

Escribe la configuración electrónica para el átomodel elemento con Z=15.

6.

Escribe el diagrama de orbitales de las siguientesconfiguraciones electrónicas:a.

1s22s22p5 b. 1s22s22p63s1 c. 1s22s22p63s23p64s23d5 d.

1s1

7.

Señala la capa de valencia de las configuraciones

electrónicas del numeral anterior.

8.

Haz un esquema para representar la formación

de los siguientes iones:

a.

H+

b.

Mg2+

c.

H-

d.

S2-

9.

Escribe la configuración electrónica para los iones

del numeral anterior.


26



CONTENIDOS

1. Enlace químico.

2. Estructura de Lewis.

3. Tipos de enlace químico.

4. Propiedades de las sustancias en función del tipo de enlace

químico.


1. Dibuja estructuras de puntos Lewis para iones y moléculas

pequeñas.

2. Usa el concepto de electronegatividad para la predicción de

la formación de los enlaces.

3. Diferencia las fuerzas intramoleculares e intermoleculares4. Distingue entre el enlace iónico y enlace covalente.

5. Demuestra cómo los átomos se combinan para lograr la

estabilidad química, mediante la regla del octeto.

PALABRAS CLAVE

Enlace iónico, enlace covalente, enlace coordinado, moléculas,

fuerzas intermoleculares, fuerzas intramoleculares, regla del

octeto, electronegatividad, fuerzas de Van der Waals, enlace

por puente de hidrógeno.


Los innumerables compuestos conocidos,

naturales como sintéticos, se forman de át

enlazados a otros, cuyas características fís

químicas dependen del tipo de enlace form

Por ejemplo, el agua está formada por el e

covalente de dos átomos de hidrógeno y u

oxígeno. Este tipo de enlace le confiere aq

propiedades únicas para el sostenimiento

vida en la Tierra.

DESCRIPCIÓN

Esta lección se desarrolla centrándose e

distintos tipos de enlace químico que existe

exposición de los enlaces se ha basado

clasificación general de las fuerzas que le

origen; se describen también, los término

se asocian a ella (electronegatividad, estru

de Lewis, regla del octeto).

Lección 3. ENLACE QUÍMICO



ENLACE QUÍMICO

Química

n la actualidad, la mayoría de las personas

prefieren utilizar una pasta para dientes que

contenga flúor (F) y es seguro que usted y sus

estudiantes también. Pregúnteles ¿conocen la razón

de por qué el elemento flúor ayuda a la prevención

de la caries?

De la forma en que los átomos se unen dependen laspropiedades físicas y químicas de las sustancias. Por

ejemplo, al respirar monóxido de carbono (CO) este

se enlaza fuertemente a ciertas sustancias que se

hallan presentes en los glóbulos rojos de la sangre,

perdiendo su capacidad para transportar el oxígeno,

provocando asfixia.

De este y otros ejemplos, surgen preguntas como las

siguientes ¿qué es un enlace químico? ¿Qué facilitan

o qué impiden los enlaces químicos? ¿Cómo se creaun enlace químico? ¿Qué determina que uno sea más

fuerte o débil que otros enlaces?

1. ENLACE QUÍMICO

Cuando los átomos se unen para formar moléculas

hay un intercambio de los electrones de valencia; es

decir, los electrones de la capa más externa de cada

átomo. Esta unión se logra por la ganancia, pérdida o

compartición de electrones. La atracción resultante

entre los átomos participantes se denomina: enlace

químico.

El enlace químico es la fuerza que mantiene a dos o

más átomos unidos, dando origen a la formación de

una molécula y la atracción que ejercen entre sí

dichas moléculas (Fig. 1).

Figura 1. El agua (H2O) es una molécula que está formada por la

unión de dos átomos de hidrógeno con uno de oxígeno por

medio de un enlace covalente (comparten electrones).

Al estudiar la naturaleza de las sustancias se halla

que todas están conformadas por agrupaciones de

átomos. Unas veces forman agregados neutros

(moléculas) y otras, sustancias con carga: los iones.

La unión entre los átomos, moléculas o iones es lo

que constituye el enlace químico.

Algunas consideraciones importantes que ayudan a

comprender la formación de un enlace químico, se

listan a continuación:

a. La unión entre átomos se efectúa a través de los

electrones de la capa exterior o valencia.

b. La unión química se genera cuando uno o más

electrones de valencia de algunos átomos son

transferidos o compartidos entre los átomos.

c. Los gases nobles poseen ocho electrones en suúltima capa, a excepción del helio (He) que sólo

tiene dos. Esta configuración electrónica le

comunica al átomo gran estabilidad , lo que

explica su poca reactividad.

Las fuerzas que dan origen a los enlaces químicos

son clasificados en dos grandes grupos: las fuerzas

intramoleculares y las fuerzas intermoleculares.

E

Oxígeno (O)

Hidrógenos (H)

O

H H

¿Qué efecto hará el flúor en nuestros dientes?

El flúor es una sustancia que hace resistente el esmalte

de los dientes. Si se aplica flúor sobre los dientes, este

reacciona con el calcio (Ca2+) de los mismos, formando

fluoruro de calcio (CaF2) ya que, el flúor reacciona con

los cristales del esmalte, formando un compuesto que

aumenta mucho la resistencia del esmalte.

Además, el flúor ayuda a la re mineralización del diente,

al favorecer la entrada en su estructura de iones calcio

(Ca2+) e iones fosfato (PO43-). Esto ocurre porque el flúor

tiene carga negativa que atrae al calcio que tiene carga

positiva, y forma un enlace iónico.

Electrones compartidos

28



ENLACE QUÍMICO

Química

Fuerzas intramoleculares: Son enlaces que originan

las moléculas. Cuando se afectan estas atracciones

ocurre una reacción química.

Fuerzas intermoleculares: Se establecen entre las

moléculas y explican las propiedades físicas de las

sustancias; por ejemplo, ¿por qué el hielo es menos

denso que el agua líquida? ¿Por qué se producen

los cambios de agregación en la materia?

Los principales modelos utilizados para interpretar

las fuerzas intramoleculares son: el enlace iónico,

metálico y covalente (este último posee variantes: el

enlace polar, no polar y coordinado). En cambio, las

fuerzas intermoleculares se clasifican en dos grupos:

las fuerzas de Van der Waals (ión -dipolo, dipolo -

dipolo y fuerzas de dispersión de London) y el enlace

por puente de hidrógeno.

2. ESTRUCTURAS DE LEWISCuando los átomos interaccionan para formar un

enlace, solamente interactúan sus regiones más

externas. Por este motivo, cuando se estudian los

enlaces químicos se consideran los electrones de

valencia. Para lograr demostrar que el número de

electrones no cambia en una reacción química, se

utiliza el sistema de puntos señalado por el químico

estadounidense Gilbert Lewis quién propuso que se

representaran los electrones de valencia mediante

cruces o puntos para visualizar la transferencia o la

compartición de electrones en el enlace cuando los

átomos se unen. Estos se colocan al alrededor del

elemento. Debe seguirse los pasos siguientes:

1. Escribe el símbolo del elemento químico.

2. Desglosa la configuración electrónica completa de

los elementos químicos. Selecciona los electrones

que están en el último nivel energético.

3. Es importante que recuerde cuáles electrones se

hallan pareados y cuáles no lo están.

Paso 1: H, C, F, K, Sc

Paso 2:Configuración electrónica Electrones de valencia

H = 1s1 1s1

C = 1s22s22p2 2s22p2

F = 1s22s22p5 2s22p5

Al = 1s22s22p63s23p1 3s23p1

Ca = 1s22s22p63s23p64s2 4s2

Paso 3:

Las estructuras de Lewis se pueden utilizar para

lograr predecir la formación de enlaces covalentes

que constituyen las moléculas diatómicas (tienen

dos átomos) y las moléculas poliatómicas (poseen

varios átomos) (Fig. 2).

CH4 (metano) H2O (agua) NH3 (amoníaco)

Figura 2. Se representa mediante una cruz a los electrones de

enlace que pertenecen al hidrógeno, para diferenciarlos de los

electrones de valencia que pertenecen a los otros átomos (4 del

C, 6 del O y 5 del N). Todos cumplen con la regla del octeto.

¿Cómo se utilizan los gases nobles, si son inertes?

Los gases nobles son utilizados, por lo general, para la

iluminación, debido a su falta de reactividad química. Los

bombillos incandescentes usan, generalmente, argón (Ar)

y kriptón (Kr), como gases de relleno para proteger el

filamento. El Kr es usado en los focos de alto rendimiento(tienen temperaturas elevadas y son de mayor eficacia)

debido a que disminuye la velocidad de evaporación del

filamento más que el argón.

29



ENLACE QUÍMICO

Química

Regla del octeto

La regla del octeto establece que el último nivel de

energía de un átomo debe poseer ocho electrones,

para que adquiera una configuración estable. Esta

configuración es semejante a la de un gas noble, por

lo que hace difícil que reaccionen con otro elemento.

Esta regla es aplicable para la creación de enlaces

entre los átomos. Así, en los ejemplos anteriores

cada uno de los elementos centrales de cada uno de

los compuestos tiene 8 electrones en su última capa,

semejante a la de un gas noble.

Por ejemplo, el oxígeno conserva seis electrones de

valencia, dos menos que un gas noble; al enlazarse

con el hidrógeno, comparte un electrón con cada

uno de los átomos de hidrógeno, sumándose ocho

electrones y cumpliendo la ley del octeto.

De la misma forma, el nitrógeno tiene 5 electrones

en su último nivel, 3 menos que un gas noble: se

enlaza a 3 átomos de hidrógeno que le brindan los 3

electrones restantes para alcanzar la estabilidad.

La naturaleza de estos enlaces va a determinar el

comportamiento y las propiedades de las distintas

moléculas. Estas propiedades dependerán, por tanto

del tipo de enlace, el número de enlaces por átomo y

de las fuerzas de unión.

Electronegatividad

El enlace entre los átomos puede imaginarse como el

juego de lucha, de tira y afloja por los electrones de

valencia; por ello, se requiere de un parámetro para

fijar la atracción que ejerce cada átomo sobre los

electrones compartidos. La electronegatividad es la

medida de atracción, es decir, la capacidad que tiene

un átomo para atraer electrones.

El compartir electrones o donarlos en un enlace va a

depender de las electronegatividades que tengan los

átomos enlazados. Aquellos electronegativos en alto

grado, como el flúor (F) (Fig. 3), atraen los electrones

de valencia en un enlace, más que los átomos que

poseen menor electronegatividad, tal como el sodio

(Na).

Se representa la diferencia de electronegatividad

entre dos átomos enlazados mediante el símbolo

∆EN (diferencia de electronegatividad). Este valor se

calcula restando la electronegatividad menor de la

mayor; así, ∆EN siempre es positiva; es decir, la ∆EN

entre el flúor y el sodio es – .


PROBLEMAS DE PRÁCTICA

Solicíteles al estudiando que usando sólo la Tabla Periódica,

determinen el ∆EN de los pares de átomos en los siguientes

enlaces:

a) Ca –S; b) Ba –O; c) C –Br; d) Ca –F y e) H –Br.

Figura 3. Considerando ciertas

excepciones, los valores de la

electronegatividad aumentan

al avanzar desde izquierda a la

derecha en cualquier período

de la Tabla Periódica.

En cualquier grupo, los valores

de la electronegatividad se ven

disminuidos desde arriba hacia

abajo.

30



ENLACE QUÍMICO

Química

3. TIPOS DE ENLACE QUÍMICO

Los distintos tipos de enlace químico de acuerdo con

las fuerzas que presentan, son:

Fuerzas intramoleculares

Dentro de una molécula, los átomos se encuentran

unidos a través de fuerzas intramoleculares. Estas

fuerzas establecen las propiedades químicas de las

sustancias.

1. Enlace iónico o electrovalente

A principios del siglo XIX, el químico sueco Jöns J.

Berzelius descubrió que algunas sales disueltas en

agua conducían la electricidad y, sobre este hecho,

imaginó que los átomos tendrían “polos” eléctricos

cargados positiva o negativamente.

Propuso que la fuerza que une a los átomos en un

radical orgánico o una molécula inorgánica era de

naturaleza eléctrica. Luego, el físico alemán Walter

Kossel, propuso el enlace iónico en 1916. El enlace

iónico resulta de la transferencia de uno o más

electrones entre átomos. La pérdida o la ganancia de

los electrones es un proceso de compartición donde

un elemento dona electrones y otro los acepta.

El átomo que accede uno o varios electrones para

quedar con ocho electrones en su capa de valencia

adquiere carga eléctrica positiva y se convierte en un

ión electropositivo o catión.

El átomo que gana uno o varios electrones cedidos

completa el octeto en su capa de valencia y queda

con carga eléctrica negativa y se convierte en un ión

electronegativo o anión. Los iones resultantes, con

cargas opuestas, se atraen el uno al otro (Fig. 4).

Figura 4. El sodio (Na) se convierte en catión (dona un electrón) y el cloro (Cl) se convierte en anión (acepta un electrón).

Esta fuerza de cohesión que los mantiene juntos, permite la formación de un compuesto iónico. Este tipo de

compuestos forman cristales, ya que la atracción de los iones produce un arreglo llamado red cristalina. Este

enlace se establece entre los compuestos que forman los metales (M) con los no metales (NM); por ejemplo, el

cloruro de sodio (NaCl) se forma por el metal sodio (Na) y el no metal cloro (Cl). La transferencia de electrones

de un metal hacia un no metal (Figs. 4 y 5), es a causa de que los metales presentan menos electronegatividad

que los no metales, según se confirmó en los problemas de la Actividad 1.

Na - 1 electrón de valencia

+ 1 electrón de valencia

8 electrones en su capa externa

8 electrones en su capa externa

Na

Cl

+

Na

Cl

_

31



ENLACE QUÍMICO

Química

Figura 5. Estructura cristalina del cloruro de sodio (NaCl).

Cuando el sodio cede su electrón de valencia, se forma el ión sodio con carga positiva (Na +); el cloro acepta

este electrón y se produce el ión cloro con carga negativa (Cl-). Los dos iones tienen ahora 8 electrones en su

capa externa y se atraen entre sí, pues poseen cargas opuestas. El compuesto que resulta es eléctricamente

neutro, es decir, carece de carga (Fig. 6).

Figura 6. Formación de la molécula de cloruro de sodio (NaCl).


FORMACIÓN DE COMPUESTOS IÓNICOS

Con esta actividad se pretende que el estudiantado considere otras combinaciones de átomos para la formación de compuestos

iónicos. Forme equipos de tres estudiantes y repártales todos los materiales que utilizarán. Pregúnteles: ¿cómo consideran que los

átomos de sodio y cloro están enlazados para formar la sal común (cloruro de sodio)? ¿La unión entre los átomos de los distintos

elementos, será igual? ¿Cómo estarán los átomos “enganchados” unos a otros?

MaterialesOcho hojas de papel de distinto color. Una pieza de cartón corrugado de 50 x 50 cm.

Regla, tijeras. Una caja de tachuelas o botones de diferentes colores.

Procedimiento

1. Cortar tres círculos de papel que posean 7 cm de diámetro aproximadamente, para cada uno de los siguientes elementos: litio

(Li), azufre (S), magnesio (Mg), oxígeno (O), yodo (I), nitrógeno (N), calcio (Ca). Utilicen un papel de distinto color para uno de

ellos y escribir el símbolo de cada elemento en el círculo que le corresponda.

2. Escoger los átomos de litio y azufre. Poner los círculos uno al lado del otro sobre una pieza de cartón corrugado.

3. Utilizar las tachuelas de un color para el litio y otro color para el azufre. Poner una tachuela por cada electrón de valencia sobre

los círculos, espaciándolas alrededor de los perímetros.

4. Transferir las tachuelas desde los átomos que son metálicos hacia los átomos no metálicos de forma que ambos elementos

logren la configuración de un gas noble.5. Una vez que finalicen, escribirán el símbolo de los iones con sus cargas y explicarán el proceso de enlace surgido.

6. Repetir los pasos del numeral 2 al 5, para las combinaciones restantes de átomos (un metal + un no metal).

Pregúnteles: ¿cómo representaron el enlace iónico que formaron para cada uno de los compuestos? ¿Cuáles son las características

que presenta un enlace iónico? ¿Por qué tuvieron que utilizar más de un átomo, en algunos casos?

Na+

Cl-

: :

..

.

..

.. ::

-

32



ENLACE QUÍMICO

Química

Compuestos iónicos Los compuestos iónicos típicos son las sales, que se

forman por la unión de un metal con un no metal,

por ejemplo, el cloruro de sodio (NaCl), el cloruro de

calcio (CaCl2), el bromuro de sodio (NaBr), etc. (Fig.

7). Poseen puntos de fusión y ebullición altos.

Se disuelven en solventes polares.

Fundidos o en solución acuosa son conductores de

la corriente eléctrica.

En solución, son químicamente activos.

Los cristales presentan varias formas geométricas

(cúbica, hexagonal, rómbica).

Forman redes cristalinas y no moléculas.

Figura 7 . El fluoruro de calcio (CaF2) es un compuesto iónico. Es

cristalino a temperatura ambiente, puede disolverse en agua y

se funde a temperatura elevada (1418°C).

2. Enlace covalenteEn 1916, el químico estadounidense Gilbert Lewis

propuso el concepto de enlace covalente. El enlace

covalente resulta de compartir uno o más pares de

electrones entre los átomos de los no metales; los

electrones que forman este enlace no son atraídos

preferentemente por algunos átomos, debido a que

la diferencia de electronegatividades resulta nula o

muy pequeña (átomos con electronegatividades

iguales o similares).

Se distinguen tres tipos de enlace covalente: polar,

no polar y coordinado. Si dos átomos comparten un

par de electrones forman un enlace simple; pero sison dos pares de electrones lo que se comparten;

entonces, se crea un enlace doble. En determinadas

circunstancias suele presentarse un triple, cuádruple

o hasta un quíntuple enlace (Fig. 8).

Figura 8 . a) — es un enlace simple, b) = es un doble enlace y c) es un triple enlace.

a. Enlace covalente no polar, homopolar o puro. Surge cuando dos átomos de un mismo elemento se unen

para formar una molécula, sin carga eléctrica, simétrica y cuya diferencia es cero en electronegatividad. Así,

en la formación de la molécula de flúor (F2), sólo se necesita conocer que cuenta con siete electrones en su

¿La excesiva ingesta de sal (cloruro de sodio, NaCl) en la

dieta diaria podría causar daños a la salud?

La sal (cloruro de sodio, NaCl) es un ejemplo de enlace

iónico: en él se combinan el ión sodio (Na+) y cloro (Cl

-),

perdiendo el primero un electrón que es capturado por el

segundo. En una disolución, este enlace se rompe y los

iones se disocian; ejemplo de esto, se refleja en nuestro

cuerpo durante los procesos metabólicos.

El agua (H2O), un solvente polar, disuelve con facilidad la

sal. Un exceso de sal en nuestro organismo, puede causar

hipertensión y complicaciones cardiovasculares, por lotanto, se debe consumir con moderación.

a)

c)

La compartición de un par de electrones entre átomosenlazados da lugar a un enlace covalente simple.

La compartición de dos pares de electrones entre átomos

enlazados da lugar a un enlace covalente doble.

La compartición de tres pares de electrones entre átomosenlazados da lugar a un enlace covalente triple.

b)

33



ENLACE QUÍMICO

Química

capa de valencia y si dos átomos comparten un electrón, poseerán ocho electrones en su última capa; por lo

tanto, se estará cumpliendo la regla del octeto (Fig. 9).

Figura 9. La molécula de flúor (F2) se puede representar con una raya entre los símbolos de los átomos que los forman: F -F.

(Las representaciones de círculos mostradas arriba son para efectos didácticos; no son representaciones reales del átomo).

b. Enlace covalente polar o heteropolar. El enlace covalente polar se origina por la compartición desigual de

los electrones del enlace. En este enlace se observa que el elemento químico más electronegativo atrae alos electrones de la unión, adquiriendo una carga parcial negativa (δ

-) y el de menor electronegatividad,

carga parcial positiva (δ+); debido que no se da una transferencia total de electrones, sino una distribución

parcial de electrones; por ejemplo, la molécula de ácido clorhídrico (HCl) tiene un enlace covalente polar

simple (Fig. 10).

Figura 10. Formación de la molécula de ácido clorhídrico (HCl).

Los elementos covalentes polares, por su desigual compartición del par de electrones, se comportan como

un dipolo. El extremo positivo de la molécula se desplaza hacia el polo negativo, y el extremo negativo, al

polo positivo en un campo eléctrico.

c. Enlace covalente coordinado. Se origina cuando el par de electrones que forma el enlace covalente es

donado por uno solo de los átomos. Este tipo de enlace también se denomina enlace dativo. En la formación

de este compuesto es fundamental que un átomo posea electrones libres y el otro, un orbital vacante. Por

ello, es que se dice que el primer átomo dona un par de electrones o que los dos átomos se coordinan para

completar su octeto. Este enlace se presenta a través de una flecha (→) que parte del átomo que aporta el

par de electrones hacia el que no aporta ninguno.

2 Átomos de flúor Molécula de flúor

+

F

F F F

..

.. ....

.. .. ..

.: : :: :

+

..

... .

Átomo de cloro Átomo de hidrógeno Molécula de ácido clorhídrico

..

..

..

.

δ+

:δ

-

:

34



ENLACE QUÍMICO

Química

Un ejemplo de este tipo, es la formación del catión

amonio (NH4+) a partir del amoníaco (NH3) y el ión

hidrógeno (H+) (Fig. 11).

Figura 11. En esta reacción el amoníaco se une con un protón de

H+ para formar el ión amonio, NH4+. El amoniaco aporta un par

de electrones que son compartidos por el ión H+, el cual,

adquiere la configuración estable del gas noble helio (He).

Compuestos covalentes

Presentan en su estructura enlaces covalentes y se

dividen en cristales y sustancias moleculares.

1. Cristales covalentes: En estos se forman redes

tridimensionales (cristales), donde los átomos

(elementos no metálicos) se unen entre sí por

medio de enlaces covalentes; por ejemplo, el

grafito (C), el diamante (C) y el cuarzo (SiO2), etc.

(Fig. 12). Poseen las siguientes características:

Malos conductores de la electricidad y calor.

No son solubles en ningún solvente.

Tienen puntos de fusión bastante altos.

2. Sustancias moleculares: Se caracterizan porque

un número definido de átomos se entrelaza a

través de enlaces covalentes formando de esta

manera moléculas. Entre las sustancias de este

tipo, se encuentran: el amoníaco (NH3), el agua

(H2O), bromo (Br2), hidrógeno (H2), compuestos

orgánicos como el etanol (CH3CH2OH), etc. (Fig.

13). Entre sus propiedades se encuentran:

Son moléculas que pueden encontrarse en los tres

estados físicos de la materia.

Solubilidad variada en diferentes solventes.

Figura 12. Propiedades físicas del diamante y del grafito; con sus

respectivas redes cristalinas.

Tienen puntos de ebullición y fusión variados.

En solución acuosa algunos suelen ser conductores

de la electricidad.

Figura 13. El etanol (CH3CH2OH), es un compuesto covalente

polar. Es líquido a la temperatura ambiente, pero se evapora

rápido en el aire. El etanol hierve a 78 °C y se congela a -114 °C.

¿Por qué el butano es un gas?

La principal aplicación del gas butano (CH3CH2CH2CH3) es

como combustible, que usualmente se encuentra en los

encendedores desechables. Este gas es un compuesto

covalente debido a que sus moléculas no tienen carga

eléctrica, la atracción entre ellas es débil. De hecho, si elbutano no estuviera a presión adentro del encendedor,

de inmediato se evaporaría.

+

+

35



ENLACE QUÍMICO

Química

d. Enlace metálico

Para explicar el enlace metálico se ha elaborado un

modelo, llamado modelo de la nube o del mar de

electrones. Los átomos de los metales poseen pocos

electrones en su última capa; por lo general, uno,

dos o tres. Estos átomos pierden fácilmente esos

electrones (de valencia) y se transforman en iones

positivos; por ejemplo, en iones cobre (Cu2+), iones

magnesio (Mg2+), iones sodio (Na+), etc.

Los iones positivos que resultan, se ordenan en el

espacio, formando la red metálica. Los electrones de

valencia desprendidos de los átomos constituyen

una nube de electrones que se mueve a través de

toda la red (el desprendimiento es debido a la baja

electronegatividad que tienen los metales). De tal

modo, que todo el conjunto de los iones positivos

del metal queda en la nube con carga negativa que

los rodea (Fig. 14).

Figura 14. En el enlace metálico los electrones (e-) se mueven

entre los átomos con facilidad.

Compuestos metálicos

Entre los compuestos metálicos se hallan: la plata

(Ag), el oro (Au), el cobre (Cu), etc. (Fig. 15).

Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, a

excepción del mercurio y sus puntos de fusión y

ebullición varían notablemente.

Son conductores de la electricidad y el calor.


¿ES UN COMPUESTO COVALENTE O UN COMPUESTO IÓNICO?

Con esta actividad se pretende que el estudiante, identifique mediante la conductividad eléctrica, si una sustancia es un

compuesto covalente o iónico. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que utilizarán. Pregúnteles:¿de qué manera podrían determinar que un compuesto es covalente o iónico? ¿Qué propiedades las diferencian?

Materiales

4 recipientes pequeños de vidrio. 1 batería de 9 voltios con terminales de pinza.

1 bombilla de 15 Voltios. 1 rosca o porta bombilla.

1 cucharada de cloruro de sodio (NaCl) . 1 cucharada de azúcar.

15 mL de alcohol etílico (etanol 90°). 15 mL de agua corriente.

2 segmentos de alambre de cobre aislado, con terminales de caimán.

Procedimiento

1. Construir un circuito eléctrico y probarlo haciéndole pasar corriente eléctrica al unir los extremos de los alambres, notando si la

bombilla se enciende.

2. Enumerar los frascos del 1 al 4. En el primer frasco adicionar agua; en el segundo, solución de sal en agua; en el tercero,

solución de azúcar en agua y en el último frasco, alcohol y agua.

3. Introducir las terminales de los cables, en el recipiente que posee agua, cuidando que las puntas no se toquen.

4. Observar si enciende o no la bombilla y seguir realizando el mismo procedimiento para las demás soluciones.

Pregúnteles: ¿qué sustancia hizo que encendiera o no el bombillo? ¿Qué sustancias presentan enlace iónico? ¿Qué sustancias

presentan enlace covalente? ¿Por qué?

36



ENLACE QUÍMICO

Química

Son dúctiles y maleables (enorme movilidad de los

electrones de valencia que los cationes metálicos

puedan moverse entre sí para lograr producir una

rotura).

Poseen brillo metálico.

Figura 15. Hojas de oro (Au). Los metales son maleables debido a

la disposición de sus átomos en el enlace metálico.

Moléculas

Una molécula es el grupo de dos o más átomos, sin

carga, unidos entre sí mediante enlaces covalentes.

Una molécula cuyos átomos se mantienen unidos

por medio de enlaces covalentes, es designado como

compuesto covalente.

En ciertas ocasiones, los químicos se refieren a un

compuesto covalente como compuesto molecular ;

debido a que son términos que significan lo mismo.

La molécula más simple que existe es el hidrógeno

(H2). Dos átomos de hidrógeno comparten un par de

electrones en un enlace covalente no polar, tal como

se muestra en esta estructura: H H.

Fuerzas intermoleculares

Consideremos las fuerzas de atracción que actúan

entre moléculas, iones y entre ambos. Las fuerzasintermoleculares estipulan si una sustancia existirá

de manera gaseosa, líquida o sólida a determinada

presión y temperatura, y si se disolverán unas con

otras (Lección 8).

1. Fuerzas de Van der Waals

Las fuerzas de Van der Waals es la fuerza atractiva

entre moléculas distintas o entre las partes de una

misma molécula. Son fuerzas de atracción débiles

que se establecen entre moléculas eléctricamente

neutras (polares y no polares).

Las fuerzas de Van der Waals se denominan así en

honor al científico neerlandés Johannes Diderik Van

der Waals, y se clasifican en varios tipos de fuerzas,

pero en esta lección se abordarán sólo las siguientes:

fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas ión-dipolo y las fuerzas

de dispersión de London.


MODELANDO MOLÉCULAS

Con esta actividad cada estudiante desarrollará la habilidad para construir e interpretar modelos moleculares, ya que es importante

la adquisición de experiencia práctica con modelos espaciales. Forme equipos de cuatro estudiantes y repártales todos los

materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿han visto modelos a pequeña escala de estructuras como edificios o puentes? ¿Pueden

crearse modelos de objetos tan pequeños que no se pueden ver, como átomos y moléculas? ¿Puede ayudarnos la estructura de

Lewis a representar los modelos moleculares?

Materiales: Un paquete de dulces de goma de varios colores y un paquete de palillos para dientes.

Procedimiento

1. Dibujar la estructura de puntos de Lewis de las moléculas siguientes: H2O (agua), H2 (hidrógeno) y NH3 (amoníaco).

2. Elaborar el modelo de cada una de las moléculas (en el caso del NH3, como son 3 orbitales p los que participan en los enlaces, la

forma de la molécula es un trípode, correspondiente a la orientación de los orbitales).

Pregúnteles: Escoge uno de los modelos que te fueron asignados ¿cuántos pares de electrones no compartidos tiene? ¿Cuántos

pares de enlace hay? ¿Qué tipo de enlace químico representa?

:

37



ENLACE QUÍMICO

Química

a. Enlace ión-dipolo

En el enlace ión-dipolo los iones de una sustancia

pueden interactuar con los polos de las moléculas

covalentes polares: la parte negativa de esta atrae al

ión positivo (catión) y la parte positiva, atrae al ión

negativo (anión); es decir, que las partes de cada

molécula se unen a través de las fuerzas de atracción

de cargas opuestas.

Las fuerzas ión -dipolo son fundamentales para las

disoluciones de las sustancias iónicas en líquidos; por

ejemplo, en una solución acuosa de cloruro de sodio

(NaCl), los iones sodio (Na+) y cloro (Cl-) se rodean de

las moléculas de agua que actúan como un aislante

eléctrico, ya que mantienen a los iones separados

(Fig. 16).

Figura 16. Los iones sodio (Na+), en café; e iones cloro (Cl-), en

amarillo; se rodean de las moléculas polares agua (H 2O).

b. Enlace dipolo-dipolo

Las interacciones dipolo-dipolo existen entre las

moléculas covalentes polares debido a la atracción

de la zona cargada positivamente de una molécula y

la negativa de otra (Fig. 17), lo que provoca que las

moléculas se orienten unas respecto a otras.

Figura 17 . Las moléculas polares se atraen entre sí debido a la

interacción de las cargas parciales de sus dipolos eléctricos.

c. Fuerzas de dispersión de London

Las fuerzas de dispersión de London son fuerzas

débiles que suelen aumentar con el tamaño de las

moléculas. Este tipo de fuerzas fueron nombradas

así en honor al físico germano -americano Fritz

London; también, son conocidas como fuerzas de

London o fuerzas de dispersión. Estas son el único

tipo de fuerzas intermoleculares que se presentan

en sustancias simétricas como: CO2, N2, Br2 y I2, y en

especies monoatómicas de gases nobles.

d. Enlace por puente de hidrógeno

Este es el enlace intermolecular más fuerte que los

demás enlaces de este tipo (ión-dipolo, dipolo-dipolo

y fuerzas de dispersión de London), aunque, es más

débil en comparación de los enlaces covalentes y los

enlaces iónicos.

El enlace de puente de hidrógeno es una atracción

que se realiza entre un átomo de hidrógeno (carga

positiva) con un átomo muy electronegativo: flúor

(F), oxígeno (O), nitrógeno (N), que posee un par de

electrones libres. Este par de electrones libres atraen

al hidrógeno parcialmente positivo de otra molécula,

formándose una atracción que une a las moléculas.

Por ejemplo, el agua (H2O) es una de las sustancias

que presenta este enlace (Fig. 18).

Figura 18. En el agua, la parte positiva (hidrógeno) es atraída

hacia la parte negativa de otra molécula (oxígeno), así como con

el par de electrones libres del oxígeno de otra molécula. Cada

molécula de agua se rodea de cuatro moléculas más.

Este tipo de enlace que se forma muy débil, pero a

pesar de esto, el agua al tener sus moléculas unidas,

tienen un punto de fusión y ebullición más altas que

NaCl

Puente de

hidrógeno

38



ENLACE QUÍMICO

Química

aquellas sustancias con peso molecular mayor y que

no forman puentes de hidrógeno.

RESUMEN

ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… SALUD

El monóxido de carbono (CO) es un gas que no plantea una amenaza directa a la vegetación o animales; sin embargo, afecta a losseres humanos. Este gas tiene la capacidad de unirse fuertemente a la hemoglobina, la cual, es una proteína rica en hierro (Fe)

(este le da el color rojo característico a la sangre) que les permite a los glóbulos rojos transportar el oxígeno de los pulmones al

resto del cuerpo.

En los pulmones, una molécula de hemoglobina recoge una molécula de oxígeno (O 2), que reacciona con el átomo de hierro que

tiene la hemoglobina para formar una especie denominada oxihemoglobina. Cuando la sangre circula, la molécula de O 2 se libera

en los tejidos según se requiere para el metabolismo celular; es decir, para los procesos que se llevan a cabo en la célula.

Al igual forma que el O2, el CO también se enlaza con mucha fuerza al hierro de la hemoglobina. La especie que resulta se llama

carboxihemoglobina. El problema radica en que la afinidad de la hemoglobina con el CO es 210 veces mayor que la del O2. En

consecuencia una cantidad relativamente pequeña de CO puede inactivar una fracción considerable de hemoglobina de la sangre

para el transporte de oxígeno. Debido a que el CO es un gas incoloro e inodoro, el envenenamiento con CO ocurre con pocasseñales de advertencia. Los dispositivos de combustión mal ventilados, como las lámparas y las estufas de queroseno, plantean una

amenaza potencial para la salud.

Realice las siguientes preguntas a sus estudiantes para que las investiguen:

¿Qué tipo de enlace químico se genera entre el monóxido de carbono (CO) y el hierro de la hemoglobina?

Explica ¿por qué esta unión causa severos daños al organismo?

Explica con tus palabras la siguiente oración, en el contexto de la lectura: …una pequeña cantidad de CO inactiva una fracción

considerable de hemoglobina…

39



ENLACE QUÍMICO

Química

Electronegatividad: Es una propiedad química que

mide la capacidad de un átomo para atraer hacia él

los electrones o densidad electrónica.

Enlace covalente: Enlace químico que se produce

por la compartición de los electrones de valencia, y

no por trasferencia.

Enlace iónico: Enlace químico que se caracteriza por

una transferencia de uno o más electrones de un

tipo de un elemento, a otro más electronegativo.

Enlace metálico: Enlace químico que se produce al

compartirse electrones de valencia con movilidad

libre en una estructura cristalina estable.

Enlace químico: Es un intensa fuerza de atracción

que mantiene a los átomos juntos en un molécula o

cristal. Existen varios tipos de enlace químico: el

enlace iónico, enlace covalente, enlace metálico.

Molécula: Es una partícula que se forma por dos o

más átomos. Los átomos que forman las moléculas

pueden ser iguales (por ejemplo, una molécula de

oxígeno, O2, que posee dos átomos de oxígeno) o

distintos (por ejemplo, la molécula del agua, H2O),

que cuenta con dos átomos de hidrógeno y uno de

oxígeno).

Regla del octeto: Establece que los átomos de los

elementos se enlazan uno a otros en el intento de

completar su capa de valencia con ocho electrones y

lograr la estabilidad del elemento.


1. Ayala, P. (s.f.) Enlace puente de Hidrógeno. Química -on line. Universidad de Sonora. Extraído en junio de

2011 desde http://goo.gl/KGv6j

2. Chang, R., College, W. (2003) Química. Séptima Edición. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores,

S.A. de C.V.

3. Espinoza, K., Martínez, M., Osuna, M. E., Peñuelas, A., Romo, L. A. (2002) Cuaderno de Experimentos de

Química para el Salón de Clases. Nivel Bachillerato. Centro de Ciencias de Sinaloa. Extraído en junio de 2011

desde Hernández. V. (2002) El enlace químico. Zona Clic. Actividades. CRA Vía de la Plata. Extraído en junio

de 2011 desde http://goo.gl/v0ii7

4. ITE. Instituto de Tecnologías Educativas (s.f.) Enlaces entre átomos. Extraído en junio de 2011 desde

http://goo.gl/R9Zwu

5. Mendoza, M. (2004) Poesía química. Instituto Politécnico Nacional. México. Extraído en junio de 2011 desde

http://goo.gl/TudVE


C.V.

7. Salud.com (2010) Uso del flúor. Salud. Extraído en junio de 2011 desde http://goo.gl/iqEPo

8. Universidad de Huelva (s.f.) Teoría de Lewis y Método de repulsión de pares de electrones de la capa de

valencia. Extraído en junio de 2011 desde http://goo.gl/bBezh

40



ENLACE QUÍMICO

Química


1. Completa las siguientes afirmaciones con las palabras que correspondan:

El enlace iónico se produce cuando un átomo electrones a otros átomos.

Un átomo cede y otro los acepta; así, los dos pueden su última capa deelectrones.

El átomo que ha cedido electrones adquiere carga , porque ahora posee más protones que

electrones; mientras que, el que los ha aceptado adquiere carga , porque ahora posee más

electrones que protones.

El ión positivo y negativo, como tienen cargas eléctricas de distinto signo se y se unen.

2. Relaciona qué tipo de enlace químico se produce entre los dos átomos que se presentan:

3. Dadas las siguientes sustancias, responde las preguntas que se te presentan:

CCl4 HBr CaCl2 CH4 H2O NaCl O2

a. Representa la estructura de Lewis para cada una de las sustancias.

b. Indica el enlace químico que presentan los átomos que la forman.c. ¿Qué tipo de fuerzas intervienen para la formación de los enlaces?

4. ¿Qué tipo de enlace se establece en la molécula de agua, entre el oxígeno y el hidrógeno?

a. Covalente b. Iónico c. Compuesto iónico d. Molécula covalente

5. Cuando existe una carga parcial en una molécula, se dice que es:

a. Un ión b. Un dipolo c. Un compuesto iónico d. Una molécula covalente

6. Debido al hecho que los compuestos iónicos tienen grandes fuerzas intermoleculares, son a

temperatura ambiente:a. Gases b. Enlazados covalentemente c. Líquidos d. Sólidos

7. Mencione el tipo de enlace químico entre los átomos señalados en la siguiente molécula:

C

C

C

OH

H

H

H H

O-Na

+

Na Cl O O

41



CONTENIDOS

1. Peso atómico.

2. El mol.

3. Fórmulas químicas.

4. Peso fórmula, peso molecular y moles.


1. Aplica de manera correcta los datos de isótopos para la

determinación del peso atómico de los elementos.

2. Comprende el concepto de mol y lo utiliza para realizarcálculos químicos.

3. Reconoce los elementos que componen una formulas

química y la cantidad de átomos de cada uno de ellos.

4. Realiza conversiones de masa, moles y fórmulas.


La cuantificación de elementos y compue

químicos es de vital importancia en nuestra

cotidiana. Por ejemplo, una persona hiperte

necesita conocer la cantidad de sodio prese

en un alimento; de la misma manera que

persona con problemas cardíacos requier

control de su ingesta de colesterol.

DESCRIPCIÓN

En esta lección se instruye cómo determ

los pesos atómicos de los elementos y la m

molar de los compuestos. Además, se est

cómo realizar cálculos químicos utilizando

información.

Lección 4. CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

PALABRAS CLAVE

Peso atómico, mol, número de Avogadro, masa molar, fórmula

química, peso fórmula, peso molecular.



CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química

1.

PESO ATÓMICO

l observar la Tabla Periódica puede notar que las masas atómicas de los elementos, se presentan como

números fraccionales y no como números enteros. Esto nos hace preguntarnos ¿cómo se obtuvieron las

masas de los elementos que aparecen en la Tabla Periódica?

La masa de un átomo depende de la cantidad de protones y neutrones que contiene; los elementos químicos

se presentan en la naturaleza como mezclas de isótopos (Lección 1), por lo que su peso dependerá de las

masas de átomos de los isótopos que lo conformen.

Masa atómica promedio

Las masas atómicas de los elementos que se presentan en la Tabla Periódica son una masa promedio de cada

uno de los isótopos que los componen (cuya presencia se conoce como abundancia isotópica natural). Para

determinar la masa promedio se utiliza la siguiente ecuación:

( )

(E.1)

Dónde: es la masa atómica del elemento; la masa atómica de cada isótopo y es el porcentaje de cada

isótopo en la mezcla. Este valor se expresa en uma.

A

¿Qué es una uma?

Aunque los científicos del siglo XIX nada sabían de las partículas subatómicas, eran conscientes que los átomos de

diferentes elementos tienen diferentes masas. No obstante, estas masas atómicas son extremadamente pequeñas. Por

ejemplo, la masa del átomo más pesado que se conoce es del orden de 4 10 − . Dado que sería complicado tener que

expresar continuamente masas tan pequeñas en gramos, se usa una unidad llamada unidad de masa atómica (uma ). Una uma

es igual a 1.660 54 10− . Un protón tiene una masa de 1.0073 uma, un neutrón, de 1.0087 , y un electrón, de

5.486 10−

. Necesitaríamos 1836 electrones para igualar la masa de un protón, así que el núcleo contiene casi todala masa del átomo.

Hoy en día, podemos medir las masas de átomos individuales con un alto grado de exactitud. Por ejemplo, se sabe que el

átomo de 1H tiene una masa de 1.6735 10− que corresponden a 1.0078 .

¡Feliz Día del Mol!

Anualmente, el 23 de octubre de 6:02 de la mañana a 6:02 de la tarde, se celebra el Día del Mol,que conmemora el Número de Avogadro, unidad de medida básica en Química.

El Día del Mol fue creado como una forma de fomentar el interés en la Química. Las escuelas de

diferentes partes del mundo celebran el día del mol con diversas actividades relacionadas con laquímica o moles.

En general, un mol de cualquier sustancia contiene el NA de moléculas o átomos de esa sustancia.

Esta relación fue descubierta por el científico italiano Amadeo Avogadro, conocido por su hipótesisllamada en la actualidad Ley de Avogadro: el volumen de un gas mantenido a temperatura y presiónconstantes es directamente proporcional al número de moles del gas .

Recibió crédito por sus trabajos después de su muerte.

Amadeo Avogadro(1776-1856).

43




La masa atómica promedio de cada elemento también se denomina peso atómico. A pesar que el término

masa atómica promedio es más correcto, y a menudo se usa el término más sencillo de masa atómica, el uso

del término peso atómico es lo más común. Estos son los valores que se dan en la Tabla Periódica de los

elementos como masa o peso atómico en la parte superior derecha de cada elemento.

2. EL MOL

La unidad para cantidad de sustancia del SI es el mol , que está definido como la cantidad de sustancia que

contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay en 12 g de 12C.

Esta definición puede sentirse rara o complicada por el momento, ya que aún nos preguntamos: ¿cuántos

átomos hay en 12 g de12

C? Para determinar esta cantidad, muchos experimentos se realizaron, llegando a

obtener el valor de:

1 6.0221 367 10 (E.2)

Este número, utilizado para fines prácticos como 6.022 10, se llama Número de Avogadro (NA) en honor al

científico italiano Amadeo Avogadro (1776 -1858). Así, al igual que una docena de naranjas se refiere a 12

naranjas; un mol de átomos de un elemento puro cualquiera, contiene 6.022 10 átomos de ese elemento.

La misma relación aplica si nos referimos a moléculas de una sustancia, iones o partículas.

(15.994 915 99.575) (16.999 132 0.038) (17.999 160 0.205)

100

15.975 36

PROBLEMA 1.

Presente a sus estudiantes el siguiente problema: El oxígeno natural se compone de un 99.757 % de 16O con

una masa de 15.994 915, 0.038 % de 17O con masa de 16.999 132 y 0.205 % de 18O que posee una masa de

17.999 160. Calcule la masa atómica promedio del oxígeno (AO).

1. Realice en la pizarra un cuadro como el siguiente, el cual los estudiantes le ayudarán a completar para

que identifiquen los datos del problema.

Isótopo (uma) (%)

16

O 15.994 915 99.75717

O 16.999 132 0.03818

O 17.999 160 0.205

2. Luego efectuar el cálculo utilizando E.1, así:

Pregúnteles: ¿por qué la masa atómica promedio del oxígeno (AO ) es cercana a la masa del16

O y no a la delos otros dos isótopos?

44




Masa molar (MM)

Retomando el ejemplo de la docena, una docena es

siempre es el número 12, sea que hablemos de una

docena de huevos o de una docena de elefantes. No

obstante, es obvio que una docena de huevos no

tiene la misma masa que una docena de elefantes.

De manera análoga, un mol siempre es el mismo

número (6.022 10), en cambio, un mol de una

sustancia y un mol de otra sustancia distinta tienen

diferente masa (Fig. 1).

Figura 1. Dos muestras de diferentes sustancias: A. que poseen

la misma masa y B. contienen el mismo número de átomos.

La masa de un mol de átomos de un elemento puro

es numéricamente igual al peso atómico de dicho

elemento, a esta igualdad se le llama masa molar de

ese elemento y sus unidades son gramos/mol (g/mol

o g mol-). Por ejemplo, un átomo de neón tiene una

masa atómica de 20, por lo tanto, un mol de neón

pesa 20 gramos. Esta relación o factor (R.2), puede

denotarse de la siguiente manera:

()

(E.3)

Como muestra la Tabla 1, el concepto de mol usado

con átomos resulta de mucha ayuda, pues permite

comparar las masas de igual número de moles de

diferentes elementos.

Tabla 1. Masa de un mol de átomos de algunos elementos

comunes

Elemento Masa de muestra Contiene

Carbono 12.011 g C6.022 x 1023 átomos

ó 1 mol de átomos C

Oro 196.966 g Au6.022 x 1023 átomosó 1 mol de átomosAu

Hidrógeno 1.008 g H6.022 x 1023 átomoso 1 mol de átomos H

Azufre 32.060 g S6.022 x 1023 átomoso 1 mol de átomos

PROBLEMA 2.

Presente estas interrogantes a sus estudiantes:

¿cuántas naranjas hay en una docena? ¿Cuántos

zapatos contienen un par? ¿Cuántos átomos de

helio contienen un mol de átomos de helio en unglobo? ¿Cuántas moléculas de agua contienen un

mol de moléculas de agua? ¿Cuántos iones Na+

contiene un mol de NaCl?

1. Realice en la pizarra una tabla como el que se

muestre, el cual sus estudiantes le ayudarán a

completar para que visualicen la analogía con

el par de zapatos.

Factor para zapatos Factor para unidadeselementales

6.022 10

1

6.022 10

1

6.022 10 +

1 +

2. Indique qué factores figuran una igualdad y se

leen: “un par de zapatos es igual o equivale ados zapatos”, “1 mol de átomos de helio es

igual a 6.022 10 átomos de helio” y así

sucesivamente.

45




De esta manera, la MM del carbono es de 12.011 g

por cada mol de carbono (g/mol); la del oro 196.966

g/mol, etc.

NOTA: A partir de este temática se utilizarán como

unidades de medida, por convención, los gramos y

las uma se limitarán a los pesos atómicos.

3. FÓRMULAS QUÍMICAS

La fórmula química de una sustancia presenta su

composición química. Esta representa los elementos

presentes y la cantidad de átomos de cada uno de

ellos en la sustancia (Lección 6). En el caso de un solo

átomo, la fórmula química es la misma que la del

símbolo del elemento.

Así, Na simboliza un solo átomo del elemento sodio.

Por otro lado, los compuestos poseen dos o más

elementos combinados químicamente. Por ejemplo,

el ácido muriático utilizado para limpiar las piscinas

posee la fórmula química HCl, y está compuesta por

un átomo del elemento hidrógeno (H) y un átomo

del elemento cloro (Cl). Por el contrario, el vinagre

(CH3COOH), representa en su fórmula química tres

elementos diferentes y, de cada uno de ellos posee 2

átomos de carbono (C), 4 átomos de hidrógeno (H) y

2 átomos de oxígeno (O).

Otro ejemplo un poco más complicado es el Mg(OH)2

llamado sulfato de magnesio que posee 3 tipos de

elementos y contiene de cada uno de ellos un átomo

de magnesio (Mg), 2 átomos de oxígeno (O) y dos

átomos de hidrógeno (H). Note que el subíndice que

está fuera del paréntesis se multiplicó por el número

de átomos dentro del paréntesis para así obtener la

cantidad de cada uno de ellos.

4. PESO FÓRMULA, PESO MOLECULAR Y MOLES

El peso fórmula (PF), de una sustancia es la suma de

los pesos atómicos de los elementos en la fórmula;

considerando el número de veces que el elemento

aparece o el subíndice que posee. Para determinarlo

puede seguir los siguientes pasos:

1.

Identifique cada uno de los elementos químicos

que conforman la fórmula.

2. Cuente cuántos átomos hay de cada elemento.

3. Busque en la Tabla Periódica el A de cada uno de

los elementos que ya identificó.

4.

Aplique la siguiente ecuación :

( ) (E.4)

Dónde: es el número de átomos del elemento y

es el peso atómico de cada elemento.

2.451 mol de tomos Fe 6.022 x10 tomos Fe

1 mol de tomos Fe

1.476 10 tomos Fe

136.90 g Fe 1 mol de tomos Fe

55.85 g Fe

2.45 moles de tomos Fe

PROBLEMA 3

Resuelva con la participación del estudiantado los

siguientes ejercicios:

Cálculo de números de átomos

¿Cuántos átomos tienen 2.451 moles de hierro?

(Utilice E.2).

Manifieste a sus estudiantes que la cantidad que

acaban de obtener es grandísima, es decir, que al

ser más de 2 moles de hierro el total de átomos

contenidos en ellos será un número mayor al NA.

Moles de átomos

¿Cuántos moles de átomos contiene 136.9 g de

hierro metálico?, (busque la masa atómica del Fe

en la Tabla Periódica y utilice E.3)

Indique al estudiantado que el resultado es mayor

a un mol, pues la masa de la muestra de Fe es más

del doble de lo que tiene un mol de átomos Fe.

46




El término “peso fórmula” se utiliza para sustancias

iónicas o moleculares (Lección 5). Pero cuando las

sustancias moleculares son covalentes, este término

se sustituye por peso molecular (PM).

Ejemplos de cómo obtener el PF o PM, según sea el

caso; usando los pasos recién descritos, se realizan

en la siguiente actividad.

La cantidad de sustancia expresada en unidades de masa (PF o PM) contiene 6.022 10 unidades fórmula

(entidades elementales) o un mol de sustancia. A esto también se le llama masa molar de la sustancia y, al igual

que la MM de los elementos, sus unidades son g/ mol. Esta relación o factor (R.3) se puede expresar de la

siguiente manera:

()

(E.5)

Retomando como ejemplo los cálculos que realizó en la actividad 4, la MM de cal sería 56.079 g por cada mol

de sustancia (g/mol); la del bicarbonato 84.005 g/mol; la del nitrato de calcio 164.088 g/mol y la del azúcar

342.297 g/mol.

PROBLEMA 4.

Indique al grupo de estudiantes que obtengan el PF de la cal (CaO), del bicarbonato de sodio (NaHCO 3), el

nitrato de calcio (Ca(NO3)2) y el azúcar (C12H22O11), utilizando los pasos anteriores.

1. Sugiera realizar un cuadro, como el mostrado a continuación, para cada sustancia, para utilizar E.2:

Cal (CaO) ni x Ai = Masa de cada

elemento

Ca x 1 = 1 40.080 40.080 g

O x 1 = 1 15.999 15.999 gPF = 56.079 g

Bicarbonato de sodio (NaHCO3 ) ni x Ai = Masa de cada

elemento

Na x 1 = 1 22.989 22.989 g

H x 1 = 1 1.008 1.008 gC x 1 = 1 12.011 12.011 gO x 3 = 3 15.999 47.997 g

PF = 84.005 g

Nitrato de calcio (Ca(NO3 )2 ) ni x Ai = Masa de cada

elemento

Ca x 1 = 1 40.080 40.080 gN x 2 = 2 14.007 28.014 g

O x 6 = 6 15.999 95.994 gPF = 164.088 g

Azúcar (C 12H22O11 ) ni x Ai = Masa de cada

elemento

C x 12 = 12 12.011 144.132 gH x 22 = 22 1.008 22.176 g

PM = 342.297 g

2. Verifique que todo el estudiantado realice el cálculo de manera correcta.

47




¿Qué es un espectrómetro de masas?El instrumento usado para determinar de una forma más directa yexacta los pesos atómicos y moleculares se llama espectrómetro

de masas (Figura de abajo). Una muestra gaseosa se introduce yse bombardea con una corriente de electrones de alta energía(haz de electrones) en 3. Los choques entre los electrones y los

átomos o moléculas del gas producen iones positivos, en sumayor parte con carga 1+. Estos iones se aceleran hacia una rejillaque tiene carga negativa.

Una vez que pasan por la rejilla, los iones tropiezan con dosranuras que sólo permiten el paso de un haz de iones muyangosto. A continuación, este haz pasa entre los polos de unimán, que desvía los iones de modo que sigan una trayectoriacurva, como cuando un campo magnético desvía electrones.

En el caso de iones con la misma carga, la magnitud de ladesviación depende de la masa: cuanto mayor es la masa delion, menor es la desviación.

Así, los iones se separan según su masa. Dicho de otra manera,a velocidad constante y a fuerza magnética constante, las

partículas más pesadas (con mayor número de neutrones) sedesvían menos que las más ligeras, aun cuando pertenezcan aun mismo elemento. De esta forma se pueden detectar variosisótopos. Si se varía continuamente la intensidad del campomagnético o del voltaje de aceleración en la rejilla de carganegativa, se puede hacer que los iones de diferentes masasingresen en el detector que se encuentra en el extremo delinstrumento.

10.0 10 (64.064 )

(6.022 10 ) 1.064 10−

PROBLEMA 5.

Resuelva, solicitando la ayuda del estudiantado, los siguientes ejercicios:

Masa de moléculas

¿Cuál es la masa en gramos de 10.0 millones (10.0 10 ) de moléculas de SO2, que es uno de los gases

desprendidos por los volcanes? El PM del SO2 es 64.064 g.

Moles

¿Cuántos a. moles de N2, b. moléculas de N2, y c. átomos de N hay contenidos en 40.0 g de gas nitrógeno

(N2)? La MM del N2 es 28.014 g/mol.

48




40.0 (1 )

(28.014 ) 1.428

40.0 (6.022 10 )

(28.014 ) 8.598 10

40.0 (6.022 10 )

(28.014 )

(2 )

(1 ) 1.719 10

8.598 10 (2 )

(1 ) 1.719 10

36.9 () (1 ())

(342.13 () )

(6.022 10 ())

(1 ())

(3 )

(1 ())

1.948 10

Para la resolución de c puede seguir dos caminos:

1. Partiendo del dato que le proporciona el ejercicio 40 g de N2 y utilizando dos factores de conversión.

2. Partiendo del dato generado en el literal b y realizando un solo factor de conversión.

Número de átomos

Calcule el número de átomos de S en una muestra de 36.9 g de Al2(SO4)3. El PF del Al2(SO4)3 es 342.13 g.

¿Qué es un Dalton?

Las macromoléculas son moléculas que presentan un peso molecular elevado y están constituidas por la repetición de algún tipo de

subunidad estructural. En honor al científico inglés John Dalton (Lección 1), actualmente se utiliza la unidad Dalton (Da) como

sinónimo de uma para cuantificarlas debido a que, según las normas ISO 80000-1 del SI, las uma no admiten prefijos multiplicativos

como el kilo. Así, no es posible utilizar k uma pero sí kDa.

Todas las moléculas que presentan un peso molecular superior a los 5 kDa son consideradas macromoléculas. Por ejemplo, el

colágeno (Figura de abajo) es una proteína estructural que se encuentra en el tejido conectivo de músculos, huesos, piel, cabello,

uñas, etc.; y está formada por decenas de aminoácidos que le confieren un peso molecular igual o superior a 300kDa, es decir,

300,000 Da.

49



CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

Química

RESUMEN

Fórmula química: Representación abreviada de unasustancia y que expresa su composición al escribir

los símbolos de los átomos de los elementos que la

constituyen.

Masa molar: Es la masa de un mol de sustancia que,

expresada en gramos, coincide numéricamente con

el valor de la masa molecular (peso molecular). Este

se expresa en g/mol.

Mol: Cantidad de sustancia que posee 6.022 10 entidades elementales de dicha sustancia.

Número de Avogadro: Son 6.022 10 entidades

elementales.

Peso atómico: Es el peso promedio de las masas delos isótopos que constituyen a un elemento químico;

masa atómica promedio de un elemento.

Peso fórmula: Masa, en unidades de masa atómica,

de la unidad fórmula de una sustancia. Este valor es

numéricamente igual a la masa molar. Se obtiene de

la sumatoria de los pesos atómicos de los átomos

especificados en la fórmula química.

Peso molecular: Masa, en unidades de masa atómicacorrespondiente a una molécula (entidad elemental)

del compuesto Se calcula a partir de la fórmula

química sumando las masas de todos los átomos que

aparecen en ella. Es numéricamente igual a la masa

molar de una molécula.


1.

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R. (2004). Química. La ciencia central . México: PEARSON

EDUCACIÓN.

2.

Chang, R., Collegue, W. (2003) Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V.

3. Goldberg, D. (1994) Fundamentals of Chemistry . Estados Unidos: Wm. C. Brown Publishers.

4.

National MoleDay (s.f.) Foundation, Inc. Consultado en junio 2011 desde http://goo.gl/JCGSW

5.

Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M.L., Stanley, G. (2008) Chemistry. CENGAGE Learning.

50



CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

Química

1.

Calcula la del potasio y del cobre utilizando los

datos de las siguientes tablas:

Isótopo (uma) (%)39K 38.963707 93.258140

K 39.963999 0.011741K 40.961826 6.7302

Isótopo (uma) (%)63

Cu 62.929601 69.1765Cu 64.927794 30.83

2. Contesta correctamente las siguientes preguntas

y explique su respuesta.a.

¿Qué pesa más: una docena de nances o una

docena de sandias? ¿Cuál docena posee más

fruta?

b.

¿Qué pesa más: un mol de uranio o un mol de

helio? ¿Cuál elemento contiene más átomos?

3. Calcula:

a.

¿Cuántos átomos de magnesio contienen 5.00

g de magnesio (Mg)?

b.

¿Cuál es la masa de 3.01 10 átomos desodio (Na)?

4.

Determina la masa molar de los compuestos que

se listan:

a. KOH

b. Cu3(PO4)2

5.

Identifica qué elementos componen el siguiente

compuesto y señala cuántos átomos de cada uno

posee a partir de su fórmula química:

Co[(NH3)4(H2O)Cl]Cl2.

6.

Estima:

a.

¿Cuántas moléculas de cloruro de hidrógeno

(HCl) hay en 25.0 g de muestra?b.

¿Cuántos moles de HCl hay en la cantidad de

moléculas que acaba de obtener?

7. Dos moles de trióxido de azufre (SO3):

a. ¿Cuántas moléculas contienen de trióxido de

azufre?

b.

¿Cuántos átomos de azufre?

c.

¿Cuántos átomos de oxígeno?

8.

Busca el total de partículas (átomos o moléculas)en las siguientes muestras en diferentes tipos de

bibliografía:

a.

0.005 g de zinc (Zn).

b. 1 1 0− de óxido de plomo IV (PbO2).

c.

0.03 mol de sulfato de cobre II (CuSO4).

9.

Selecciona la respuesta correcta para la siguiente

pregunta: ¿Qué significa que la masa molecular

del H2O es 18.015 g/mol?

a.

Que 18 moléculas de agua tienen una masade 1 g.

b.

Que una molécula de agua tiene una masa de

18.015 g.

c.

Que una molécula de agua es 18 veces más

pesada que la unidad de masa atómica.

d.

Ninguna de las anteriores.

10.

Indica cuántos moles de H2O hay en:

a.

3.42 g de H2O

b.

1.82 x 1023 moléculas de H2O


51



CONTENIDOS

1. Historia de la Tabla Periódica.

2. Organización de la Tabla Periódica.

3. Carga nuclear efectiva.

4. Propiedades periódicas.

INDICADORES DE LOGRO1. Utiliza la Tabla Periódica para obtener información de

los elementos químicos.

2. Comprende los criterios para clasificar los elementos.

3. Relaciona la posición de cualquier grupo de elementos

de la Tabla Periódica con su configuración electrónica.

4. Relaciona la distribución de los electrones de acuerdo

con la organización de la Tabla Periódica en periodos y

grupos (familia).

5. Clasifica los elementos en metales, semimetales y no

metales.6. Identifica los símbolos de los elementos químicos de la

Tabla Periódica.

7. Predice las semejanzas y similitudes de las propiedades

de los elementos químicos mediante la Tabla Periódica.

PALABRAS CLAVE

Ley periódica, período, grupo, metal, semimetal, metaloide,

no metal, actínido, lantánido, elemento de transición,

periodicidad química, gas noble, radio atómico, elementos

representativos, radio iónico, electronegatividad, afinidad

electrónica, energía o potencial de ionización.


La Tabla Periódica es la mejor creación par

clasificación y la predicción de las propiedade

los elementos químicos; puesto que, contribu

encontrar una explicación a la complejidad d

materia que nos rodea.

DESCRIPCIÓN

Esta lección comienza describiendo los aporte

varios científicos que a lo largo de la historia

ayudado al desarrollo de la Tabla Periódica ac

Describe la organización de la Tabla Periódic

grupos y periodos, así como, el agrupamient

los elementos químicos en base a la configura

electrónica en semimetales (metaloides), me

y no metales. Finaliza con la descripción de

propiedades periódicas: radio atómico, pote

de ionización, electronegatividad, electroafini

radio iónico y volumen atómico.

Lección 5. TABLA PERIÓDICA



TABLA PERIÓDICA Química

1.

HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA

n la Tabla 1 se presenta un resumen de los aportes científicos que a lo largo de la historia han ayudado al

desarrollo de la Tabla Periódica actual.

Tabla 1. Resumen de los aportes científicos para la estructuración de la Tabla Periódica.

Año Científico Contribución

1770-1789

Antoine Lavoisier

Elaboró una lista de 33 elementos que se conocían hasta ese momento y las denominaciones

asignadas se referían al color, el sabor, las propiedades medicinales o el nombre del descubridor.

Algunos de los elementos de Lavoisier fueron clasificados después como compuestos y mezclas.

1828 Jöns Jakob Berziliuz Desarrolló una tabla con pesos atómicos de los elementos e introdujo letras para simbolizarlos.

1829 Johann Döbereiner

Clasificó algunos elementos en grupos de tres, que llamó “tríadas”. Descubrió que los elementos de

una tríada tenían propiedades químicas afines y sus propiedades físicas variaban ordenadamente,

de acuerdo con sus masas atómicas.

Las tríadas a las que se refirió Döbereiner fueron: el calcio (Ca), estroncio (Sr) y bario (Ba); cloro (Cl),

bromo (Br) y yodo (I); litio (Li), sodio (Na) y potasio (K); azufre (S), selenio (Se) y teluro (Te). Se le

conoce como el precursor de la noción de grupo.

1862Alexandre-Emilé

Béguyer de

Chancourtois

Desarrolló la primera Tabla Periódica al acomodar los elementos según el orden creciente de sus

masas atómicas. Cada vuelta contenía 16 elementos y el telurio (Te) ocupaba el puesto central. Esta

disposición se denominó tornillo telúrico. Esto llevó a Chancourtois, a notar que las propiedades de

los elementos se relacionaban con el número atómico (Z) que el elemento ocupaba en la secuencia.

1864 John Newlands

Observó que cuando los elementos se ordenaban según sus masas atómicas, cada octavo elemento

mostraba propiedades semejantes. A este hecho, Newlands le denominó la Ley de las octavas, en

analogía con la escala musical. Por ejemplo, el litio (Li), el sodio (Na) y el potasio (K), muestran las

mismas propiedades.

1869 Lothar MeyerCompiló una Tabla Periódica de 56 elementos basado en la periodicidad de las propiedades como el

volumen molar calculado a partir del peso atómico.

1869 Dimitri Mendeleiev

Clasificó los elementos en orden creciente de su masa atómica, de tal manera, que las columnas

relacionaran los elementos de propiedades semejantes. Así, es que fue establecida la primera ley periódica, la cual manifiesta: las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos son

funciones periódicas de sus masas atómicas.

Se dispusieron los 63 elementos que se conocían en líneas, una debajo de la otra, de forma que los

que tenían igual valencia se hallaban ubicados en una misma fila.

Mendeleiev observó que en su clasificación debía dejar algunos “huecos” vacíos, ya que no conocía

los elementos que tenían las propiedades de esa posición; introduciendo de esta manera el sistema

de períodos largos.

1913-1914 Henry Moseley

Determinó el número atómico de cada elemento y los ordenó de acuerdo a ello, reformulando el

ordenamiento realizado por D. Mendeleiev a lo que se le nombró: Tabla periódica moderna.

Mosseley en su concepto de número atómico demostró que la medida del número de electrones

determina la periodicidad de las propiedades de los elementos químicos, de tal manera, que las

configuraciones electrónicas establecen las propiedades periódicas más que las masas atómicas.

Resultado del trabajo de Mosseley, se enunció la actual ley periódica, en la cual, establece: las

propiedades características de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos.

1940 Glenn SeaborgSintetizó los elementos trasuránicos que formaron un nuevo bloque en la Tabla Periódica: los

actínidos.

2.

ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA

Actualmente, la Tabla periódica se clasifica según el

orden creciente del número atómico (Z), el cual, está

relacionado con la masa atómica, debido a que esta

aumenta cuando se incrementa el Z (excepto raras

E

53




situaciones debido al porcentaje de los diferentes

isótopos del elemento).

Grupos y períodos

Los elementos se organizan en filas horizontales a los

que se les denomina períodos y se enumeran con

arábigos del 1 al 7. Este número indica la cantidad de

niveles de energía o los orbitales que tienen los

átomos de los elementos que se ubican en dicho

periodo (Fig. 1).

Figura 1. Identificación de los grupos y periodos en la Tabla.

La Tabla Periódica contiene 18 grupos o columnas

verticales enumeradas con arábigos del 1 al 18 (Fig.

1). Los elementos en un grupo poseen propiedades

físicas y químicas similares ya que poseen la misma

cantidad de electrones de valencia o electrones de

las capas más externas.

Los grupos 1 y 2 y del 13 al 18, son denominados

elementos representativos y los que están colocados

al centro de la tabla, se conocen como elementos de

transición; es decir que los que corresponden a los

grupos del 3 al 12 (Figs. 1 y 2).

Existen dos filas que habitualmente se ubican fuera

de la Tabla Periódica llamadas tierras raras o metales

de transición interna. Por las propiedades que tienen

deberían ubicarse entre el lantano (La) y el actinio

(Ac); cada una de las filas en uno de ellos; por tal

motivo, los elementos que presentan propiedades

similares al lantano se llaman lantánidos (primera de

las dos filas) y los otros con propiedades similares al

actinio, como actínidos (la segunda fila) (Fig. 2).

Figura 2. Agrupaciones de la Tabla Periódica.

Al grupo 1, se le denomina metales alcalinos. Estos

poseen un solo electrón en su nivel de energía más

externo; pero con tendencia a perderlo formando un

ión monopositivo (M+).

Al grupo 2 se le denomina metales alcalinotérreos.

Estos elementos químicos tienen solo dos electrones

en su nivel externo, con tendencia a perderlos; por lo

tanto, conforman un ión positivo (M2+).

A la derecha de la tabla se encuentra el grupo 17, los

cuales se llaman halógenos.

El grupo 18 comprende a los gases nobles, que con

anterioridad se les denominaba como gases inertes,

característica que dejó de asignárseles cuando en

1962, el químico anglocanadiense Neil Bartlett, logró

reaccionar el xenón (Xe) con hexafluoruro de platino

(PtF6); lo cual, demostró que la reactividad química

de los gases nobles, a pesar que es baja, no es nula

totalmente.

Es importante destacar que el primer período sólo

tiene dos elementos: hidrógeno (H) y helio (He). El

primero atañe electrónicamente al grupo 1, pero

químicamente no se comporta como tal; en cambio,

el segundo, pertenece electrónicamente al grupo 2,

pero químicamente pertenece al grupo de los gases

nobles.

Elementos de transición interna

Elementos representativos

Elementos de transición

54




A la familia 14 se les denomina carbonoides, al 15 se

les nombra nitrogenados y al grupo 16, calcógenos o

anfígenos; el grupo 13 no cuenta con un nombre en

especial, por lo que se le llama por el elemento con

el que empieza la serie; es decir, la familia del boro.

Metales, metaloides o semimetales y no metales

La Tabla Periódica se organiza en dos grandes áreas:los metales y no metales. Los metales incluyen los

grupos 1, 2, 3… 12 y el bloque f ; mientras que, los no

metales, los grupos 13 -18. Por ello, los metales se

ubican a la derecha de la tabla, los no metales a la

izquierda y los metaloides en la interface de los

metales y no metales; por lo que las características

que presentan son de ambos (Fig. 3).

Metales: Son sólidos a temperatura ambiente con

excepción del mercurio, el cual, es líquido. Puedenconducir la electricidad con facilidad y poseen brillo

metálico.

No metales: Suelen ser sólidos, líquidos o gases a

temperatura ambiente y son malos conductores de

la electricidad.

Metaloides o semimetales: Se hallan separados por

una línea de elementos. Los elementos químicos a

la izquierda de esta diagonal son los metales y a la

derecha, son los no metales; por ello es que tienen

propiedades intermedias. Los que integran a esta

diagonal son: el boro (B), silicio (Si), germanio (Ge),

arsénico (As), antimonio (Sb), teluro (Te), polonio

(Po) y astato (At). El aluminio (Al) no es semimetal;

sino que un metal, debido que la mayoría de sus

propiedades son metálicas.

Configuración electrónica

Tal como se mencionó en el apartado de Grupos y

periodos, todos los elementos de un mismo grupo

poseen la misma cantidad de electrones de valencia

y por lo tanto, una configuración electrónica de capa

de valencia similar. Los elementos del grupo 1, por

ejemplo, presentan una configuración electrónica de

capa de valencia de tipo s1; los elementos del grupo

2 muestran una configuración de capa de valencia s2;

los elementos del grupo 3 una configuración de capade valencia s

2 p

1; y así sucesivamente en todos los

grupos de la Tabla Periódica, como se observa en la

Figura 3 (exceptuando algunas pequeñas anomalías

que no se estudiarán en este Cuadernillo).

La Tabla Periódica puede dividirse en cuatro regiones

o bloques de elementos según el llenado de orbitales

(Fig. 3):

¿Cuántos elementos químicos existen?

Oficialmente, son 114 elementos químicos que han sido

reconocidos por la Unión Internacional de Química Pura y

Aplicada (IUPAC) y la Unión Internacional de Física Pura y

Aplicada (IUPAP); los elementos químicos 113, 115, 117 y

118 todavía no se han aceptado; ya que, sus hallazgos noson concluyentes; es decir, las pruebas no cumplen con

los criterios para el descubrimiento.

El 28 de junio de 2011, la IUPAC publicó la confirmación

del reconocimiento de los elementos 114 y 116, según los

criterios convenidos entre los científicos del Instituto

Lawrence Livermore en California, Estados Unidos y con

el Instituto Conjunto de Investigación Nuclear en Dubda,

Rusia; la Tabla Periódica quedó oficialmente formada por

114 elementos.

¿Por qué a veces no nos conviene cubrir los restos de

comida con papel aluminio?

El aluminio (Al) es un metal fácilmente atacable por los

ácidos, tal como, el ácido cítrico (C6H8O7) u otros ácidos

orgánicos presentes, por ejemplo en el tomate. Por esto

no conviene preparar salsas de tomate u otras comidas

ácidas en ollas de aluminio; ya que, pueden reaccionar

con el metal y adquirir el sabor metálico.

55




Bloque s: Se conforma de los elementos químicos

de los grupos 1 y 2. El grupo 1 (metales alcalinos)

poseen configuración electrónica externa ns1 y los

del grupo 2 (metales alcalinotérreos), ns2 (n es el

período).

Bloque p: Incluye los grupos del 13 al 18, ya que

sus electrones de valencia ocupan los orbitales p.

A partir del grupo 13, con configuración externa

ns2np

1, comienza el llenado del subnivel p. Los

elementos del grupo 17, los halógenos, poseen

configuración externa ns2np5, y los elementos del

grupo 18, los gases nobles, tienen los subniveles s

y p llenos, así que su configuración electrónica es

ns2np6.

Bloque d : Está conformado de los elementos de

los grupos 3 al12 (elementos de transición). Los

electrones externos que ocupan los orbitales d ,

corresponden al nivel (n-1). Las configuraciones

electrónicas externas varían desde (n-1)d1ns2 a (n-

1)d10ns2.

Bloque f : Incluye a los elementos de transición

interna. Los lantánidos añaden electrones a los

subniveles 4f y los actínidos a los subniveles 5f.

Figura 3. Organización de la Tabla Periódica.

56




3.

CARGA NUCLEAR EFECTIVA

Para entender las propiedades de los átomos de loselementos químicos, debemos conocer no sólo sus

configuraciones electrónicas, sino también la fuerza

de atracción entre los electrones más externos

(electrones de valencia) y el núcleo. La ley de la

atracción de Coulomb indica que la fuerza de la

interacción entre dos cargas eléctricas depende de la

magnitud de las cargas y de la distancia entre ellas

(ver Lección 11 de Física). Por lo tanto, la fuerza de

atracción entre un electrón y el núcleo depende de

la magnitud de la carga nuclear neta que actúa sobre

el electrón y de la distancia promedio entre el núcleo

y el electrón. La fuerza de atracción se incrementa al

aumentar la carga nuclear, y disminuye a medida

que el electrón se aleja del núcleo.

Por ejemplo, en un átomo con muchos electrones,

cada electrón es simultáneamente atraído hacia el

núcleo y es repelido, al mismo tiempo, por los otros

electrones. Entonces, la energía de cada electrón se

deberá estimar considerando su interacción con el

entorno promedio creado por el núcleo y los demás

electrones del átomo. Esto permite tratar a cada

electrón de manera individual, como si se estuviera

moviendo en el campo eléctrico creado por el núcleo

y la densidad electrónica circundante de los otros

electrones.

Este campo eléctrico equivale al generado por una

carga situada en el núcleo, nombrada carga nuclear

efectiva. La carga nuclear efectiva (Zef ) que actúa en

el electrón es igual al número de protones del núcleo

(número atómico ), menos el promedio de electrones

(S ), que hay entre el núcleo y el electrón en cuestión:

–

Muchas de las propiedades de los átomos dependen

de la carga nuclear efectiva que experimentan sus

electrones de valencia. Toda densidad electrónica

(capas u orbitales internos) entre el núcleo y un

electrón exterior disminuye la carga nuclear efectiva

que actúa sobre dicho electrón. Podemos decir que

la densidad electrónica por los electrones internos

escuda o apantalla a los electrones exteriores de lacarga completa del núcleo. Dado que los electrones

internos están situados principalmente entre el

núcleo y los electrones externos, son muy eficientes

para apantallar a estos últimos. Mientras que, los

electrones que están en la misma capa casi no se

escudan mutuamente del núcleo. Por ello, la carga

nuclear efectiva experimentada por los electrones

exteriores depende primordialmente de la diferencia

ACTIVIDAD 1.

ADOPTA UN ELEMENTO

Con esta actividad se pretende que el estudiante caracterice

a un elemento mediante la recolección de información de un

elemento químico y la elaboración de un poster utilizando

esta información. Para esta actividad asignará uno o dos

elementos a cada estudiante dependiendo cuántos sean los

que conformen su clase (No sobrepasar del número atómico

50).

Materiales: Hoja de datos, lápiz, colores, cartulina.

Procedimiento

1. Recolecte toda la información de la hoja de datos que se

muestra abajo.

2. Utilice la información para elaborar un poster sobre su(s)

elemento(s), utilizando su creatividad.

ADOPTA UN ELEMENTO

Nombre del elemento: ____________________

Símbolo: __________ Z: ________ A: ________

#p+: _____ #e

-: ______ #n

0: ______

Descubierto por: ________________ en: _____

Lugar de descubrimiento: __________________

Punto de fusión: ________

Punto de ebullición: __________

Estado a temperatura ambiente: ____________

Familia o grupo al que pertenece: ______

Periodo: _________

Clasificación (metal, no metal, semimetal): _____

Información adicional (usos más importantes, datos

interesantes, compuestos comunes, etc.)

57




entre la carga del núcleo y la carga de los electrones

internos.

4.

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Estas propiedades son aquellas que se repiten a

intervalos regulares y se pueden predecir teniendo

en cuenta la posición del elemento dentro de la

Tabla Periódica. Conocer la periodicidad (variabilidad

de las propiedades de los elementos químicos en la

Tabla Periódica), es importante en el entendimiento

del enlace químico en compuestos simples.

Radio atómico

La Lección 2 describía un orbital atómico como una

zona de probabilidades de distribución del electrón

en una región en el espacio. Dada esta descripción,

no se puede tomar un átomo y medir su diámetro

como lo puede hacerlo con una pelota. El tamaño de

un átomo es determinado por su entorno inmediato,

especialmente por su interacción con los átomos que

lo rodean, dicho en otras palabras, el radio de un

átomo sólo puede encontrarse al medir la distancia

entre los núcleo de dos átomos enlazados y luego

dividiendo en dos esa distancia (Fig. 4).

Figura 4. Determinación del radio atómico del sodio (Na) y el

cloro (Cl).

El radio atómico se incrementa al ir disminuyendo en

un grupo, ya que está relacionado con el número deniveles energéticos alrededor del núcleo y la carga

nuclear efectiva.

Al comparar los elementos litio y el sodio (Li: 1s22s1 y

Na: 1s22s22p63s1), denotaremos que en cada caso el

electrón más externo experimenta una carga nuclear

efectiva aproximada de 1+ (3 - 2 = 1+ para el litio y

11-10 = 2+ para el sodio), es decir, el electrón más

externo con carga 1- es atraído por el núcleo por un

carga de 1+. De esta manera, el efecto esperado de

aumento en la carga nuclear efectiva se contrarresta

por la densidad electrónica y el único factor que

afectará el tamaño del átomo es el número de capas

de los electrones internos alrededor del núcleo. Así,

a mayor cantidad de capas más espacio ocuparán, y

los electrones en ellas se repelerán tendiéndose a

aumentar su tamaño a medida se baja en un grupo.

En el caso de un periodo, el radio atómico tiende a

disminuir conforme se avanza de izquierda a derecha

(Fig. 5). El principal componente que influye en esta

tendencia es el aumento en la carga nuclear efectiva

al avanzar por una fila. Al aumentar, la carga nuclear

efectiva atrae a los electrones, hasta los exteriores,

más cerca del núcleo, haciendo que se disminuya el

radio.

Figura 5. Tendencias de los radios atómicos de los elementos de

los siete periodos de la tabla periódica.

Radio iónico

Los tamaños de los iones se basan en las distanciasentre iones en los compuestos iónicos. Al igual que

el tamaño de un átomo, el tamaño de un ión tiende

a depender de su carga nuclear, de los orbitales en

los que residen los electrones de capa externa y del

número de electrones que posee y.

Como se estudió en la Lección 2, la formación de un

catión desocupa los orbitales más externos, por lo

58




que hace que se reduzcan las repulsiones electrón-

electrón totales.

El resultado es que los cationes son más pequeños

que los átomos de los cuales se formaron (Fig. 6). Lo

contrario sucede con los aniones ya que cuando se

añaden electrones a un átomo neutro para formar

un anión, el aumento en las repulsiones electrón-

electrón hace que los electrones se extiendan más

en el espacio. Por tanto, los aniones son más grandes

que los átomos de los cuales provienen.

Figura 6. Tamaño de algunos átomos del tercer periodo y sus

respetivos iones en pm.

En iones de la misma carga, el tamaño aumenta al

bajar por un grupo de la Tabla Periódica, debido a

que aumenta el número cuántico principal del orbital

más externo de un ión.

El radio iónico es difícil de medir con algún grado de

certeza dado que hay que tener en cuenta no sólo la

carga del ión sino también los iones que lo rodean y

las cargas de esos iones.

Energía de ionización (EI)

La energía de ionización o potencial de ionización es

la mínima cantidad de energía necesaria para poder

remover un electrón de un átomo gaseoso. Cuando

el átomo está en estado neutro y queda con carga 1+

la energía de ionización utilizada se llama primera

energía de ionización (EI1). Por tanto, para un átomo

cualquiera:

Por convención este cambio de energía tiene un

valor positivo pues es absorbido durante el proceso.

La segunda energía de ionización se muestra en la

siguiente ecuación:

El patrón continúa a medida que se van removiendo

electrones. Al removerse un electrón de un átomo,

la repulsión entre los electrones que quedan se ve

disminuida. Debido a que la carga nuclear efectiva se

mantiene constante, se necesita más energía para

poder quitar electrones a cationes, siendo siempre

mayor cada vez que se remueve un electrón. Cuanto

mayor es la EI más difícil es arrancar el electrón del

átomo.

Los mismos factores que influyen en el tamaño de un

átomo también tienden a influir en las energías de

ionización. La energía requerida para eliminar un

electrón de la capa exterior depende tanto de la

carga nuclear efectiva como de la distancia media

entre el electrón y el núcleo. Un aumento de la carga

nuclear efectiva, o una disminución de la distancia al

núcleo, aumentan la atracción entre el electrón y el

núcleo. Al aumentar esta atracción, se hace más

difícil quitar el electrón y por ende aumenta la EI. Al

movernos hacia la derecha en un periodo, hay tanto

un aumento en la carga nuclear efectiva como una

disminución en el radio atómico, lo que hace que la

aumente. En cambio, cuando bajamos en un grupo,

el radio atómico aumenta, mientras que, la carga

nuclear efectiva casi no cambia. Por ello, la atracción

entre el núcleo y el electrón disminuye, por lo que es

más fácil remover el electrón de la última capa. Esta

tendencia se observa en la gráfica de la figura 7.

Afinidad electrónica (AE)

El cambio de energía al agregar un electrón a un

átomo gaseoso neutro y formar un ión con carga 1-

se le llama afinidad electrónica. Para un elemento

cualquiera se podría representar así:

59




Figura 7. Primera energía de ionización de los primeros 102

elementos de la Tabla Periódica.

Por convención el valor de la AE será negativo pues

es una energía liberada durante el proceso, y entre

más negativo sea este valor de manera más fácil

ganará electrones dicho elemento químico. Cuando

un elemento presenta un valor de AE igual a cerosignifica que no puede recibir electrones.

En general, la afinidad electrónica se vuelve más

negativa conforme avanzamos por cada fila hacia los

halógenos ya que la AE está regida por la regla del

octeto, pues los elementos aceptarán electrones

para adquirir la configuración de gas noble. Mientras

que, al descender en un grupo, tienden a hacerse

menos negativas ya que a medida que el átomo es

más grande el electrón a agregar se encuentra másalejado del núcleo por lo que experimenta menos

atracción.

Electronegatividad

La electronegatividad de un elemento químico es la

medida de la tendencia relativa de un átomo para

atraer electrones hacia sí cuando está químicamente

combinado con otro átomo.

Elementos que poseen altas electronegatividades en

general ganan fácilmente electrones (no metales).

Elementos con electronegatividades baja en general

pierden electrones fácilmente (metales). Una tabla

con valores de electronegatividades se encuentra en

la Lección 3.

Al avanzar de izquierda a derecha en un periodo la

electronegatividad incrementa ya que el número de

cargas en el núcleo incrementa. Por ejemplo, en el

periodo 3 al enlazarse el sodio (Na) y cloro (Cl) (Fig.

8). Imaginando que el enlace entre ellos es un enlace

covalente, ya que sabemos que es un enlace iónico,

dado que el cloro posee más carga nuclear efectiva

que el elemento sodio, atraerá con más fuerza al par

de electrones que el núcleo del sodio.

El par de electrones se encuentra tan cerca del cloro,

que termina por producirse una transferencia de un

electrón hacia el cloro, formándose los iones.

Na Cl

Figura 8. Par de electrones será atraído con más fuerza hacia elcloro al final del enlace debido a que posee una carga nuclear de

7+.

La fuerza con la que el núcleo del cloro atrae a los

electrones es la razón primordial por la cual es más

electronegativo que el sodio.

Comparando el ejemplo anterior con el cloruro de

litio (LiCl), la fuerza con la que el cloro atrae a los

electrones es la misma. Sin embargo, el litio al sermás pequeño que el sodio, atrae al par de electrones

hacia sí, es decir, que el par de electrones no estará

hasta el final pues también sienten atracción por el

núcleo del litio, como se observa en la Figura 9.

Li Cl

Figura 9. Par de electrones atraídos tanto por el cloro como por

el litio.

Así, la tendencia general es que a medida los metales

incrementan su volumen cualquier par de electrones

se aleja del núcleo del metal, por lo que se ve menos

atraído por él. Es decir, a medida se desciende en un

grupo, los elementos son menos electronegativos.

11 protones

10 electrones internos

Carga nuclear neta 1+

17 protones



3 protones



17 protones



60




RESUMEN

Electrón-voltio (eV): Es la cantidad de energía que

posee un electrón al ser acelerado por una

diferencia de potencial eléctrico de un voltio. Un

electrón-voltio equivale a aproximadamente 1.602 x

10-19

J.

Elemento: Es una sustancia formada por átomos

que tienen igual cantidad de protones en el núcleo.

Este número se conoce con el número atómico (Z)

del elemento.

Electroafinidad o afinidad electrónica (AE): Es

aquella variación de energía que sucede cuando un

átomo o molécula gana un electrón para formar un

ión negativo. Se mide en electrón-voltios.

Ley periódica: Instituye que las propiedades físicas y

químicas de los elementos tienden a repetirse de

forma sistemática conforme aumenta el número

atómico.

Número atómico (Z): Representa el número de

protones en un núcleo atómico y es equivalente al

número de electrones que orbitan alrededor del

núcleo en un átomo neutro.

Potencial o energía de ionización (EI): Es la energía

mínima requerida para separar un electrón de un

átomo o molécula a una distancia tal que no exista

interacción electroestática entre el electrón e ión.

Radio atómico: Es la distancia entre el núcleo del

átomo y el electrón más alejado del átomo.

Afinidad electrónica

Energía de ionización

Radio atómico

E n e r g í a d e i o n i z a c i ó

n

f i i a

l c t r

i c

a

a

i a

t

i c

61





1. Andalucía Innova (2011) 100 Preguntas, 100 Respuestas. Especial Química. Extraído en julio de 2011 desde

http://goo.gl/pLV4b

2. Andalucía Innova (2011) 100 Preguntas, 100 Respuestas. Especial Ciencia Cotidiana. Extraído en julio de

2011 desde http://goo.gl/7WqdD

3. Clark, Jim (2009) Helping you to understand Chemistry. Atomic and physical properties of the group 1

elements. Extraído en julio de 2012 desde http://goo.gl/z7OMs

4. Educaplus.org (2008) Evolución de la Tabla Periódica. Descubrimiento. Extraído en junio de 2011 desde

http://goo.gl/i5ntk

5. IUPAC (2011) News: Discovery of the Elements with atomic number 114 and 116. International Union o Pure

and Applied Chemistry. Extraído en julio de 2011 desde http://goo.gl/WNyGa

6. León, J. (2009) Periodicidad química. No. 6. Colegio San Francisco Javier. Extraído en junio de 2011 desde

http://goo.gl/SyeFb

7. Portal Planeta Sedna (s.f.) Nuevos metales en el siglo XVII. Los inicios de la química moderna. Extraído en

junio de 2011 desde http://goo.gl/CbvZD


C.V.

9. RENa (2008) La Tabla Periódica. Red Escolar Nacional. Gobierno Bolivariano de Venezuela. Extraído en junio

de 2011 desde http://goo.gl/3KL3M

62





1. Utilizando la siguiente tabla indica:

a. Los elementos metálicos: _______________________________________________________________

b. Los elementos semimetálicos: ___________________________________________________________

c. Elementos que pertenecen al bloque s: ____________________________________________________

d. Elementos que pertenecen al bloque p: _____________________________________________________

e. Elementos que poseen capa de valencia ns2 np4: ______________________________________________

2. Dada los elementos con número atómico 7, 11, 17, 20 y 29.

a. Indica el grupo y periodo de cada elemento.

b. Establece la configuración electrónica de los elementos.

c. Escribe a qué bloque pertenece cada uno.

d. Ordena de menor a mayor potencial de ionización.

e. Predice cuál elemento tendría la mayor segunda energía de ionización.

f. Indica el elemento de mayor afinidad electrónica.

g. ¿Cuál es el elemento más electronegativo?

3. Los iones K+ y Cl

- poseen la misma cantidad de electrones.

a. Escribe la configuración electrónica de cada uno.

b. ¿Qué puedes decir respecto a sus tamaños? ¿Cuál tiene mayor radio atómico? ¿Por qué?

63



CONTENIDOS

1. Sustancias simples.

2. Sustancias compuestas.

3. Tipos de fórmulas químicas.

4. Compuestos orgánicos e inorgánicos.


1. Distingue las sustancias puras simples o compuestas.

2. Denota las sustancias simples utilizando los símbolos

químicos.

3. Representa las sustancias compuestas usando fórmulas

químicas.

4. Identifica los elementos químicos que componen a un

compuesto.5. Escribe una fórmula molecular a partir de una fórmula

estructural.

6. Clasifica los compuestos de acuerdo a los elementos

que los componen en orgánicos e inorgánicos.

7. Identifica las diferencias entre un compuesto orgánico y

un inorgánico.


Todas las sustancias en la naturaleza, además d

creadas por el hombre, están conformadas por áto

Sin embargo, algunas poseen átomos del m

elemento químico y otras combinaciones de átom

diferentes elementos.

Así como la mayoría de productos poseen un slog

una simbología que los identifica; una manera f

rápida para representar, identificar, o ambas,

sustancias, es utilizando los símbolos y las fórm

químicas, convirtiéndose en una temática relevant

DESCRIPCIÓNLa lección comienza definiendo las sustancias

clasifica en simples y compuestas. Describe la ma

de representarlas y los tipos de fórmulas más us

Instruye sobre la clasificación de las sustancias a

de los elementos que las componen en orgánicas

inorgánicas.

Lección 6. SUSTANCIAS PURAS

PALABRAS CLAVE

Sustancia, elemento, símbolo, compuesto, fórmula química.



SUSTANCIAS PURAS

Química

l objetivo de la siguiente actividad es que los

estudiantes visualicen que los elementos se

encuentran presentes en su entorno.

La mayor parte de la materia que constituye los

objetos que se utilizan a diario, no se encuentra en

forma químicamente pura. Una sustancia pura (o

simplemente sustancia) es materia que manifiesta

propiedades definidas y una composición que no

varía de una muestra a otra. El agua, la sal de mesa

(cloruro de sodio), el azúcar, etc., son ejemplos desustancias puras.

1.

SUSTANCIAS SIMPLES

Para indagar sobre el conocimiento del estudiantado

acerca de los elementos químicos puede preguntar

¿cuáles elementos…

se encuentran en la sangre?

son indispensables para que las cosas ardan y se

quemen?

se utilizan en anuncios que resplandecen?

se encuentran en la leche?

están en la pasta dental?

hacen que los globos floten?

Elemento químico es la sustancia que no se puede

descomponer en sustancias más simples. A nivel de

las moléculas, cada elemento se compone de un solo

tipo de átomo (Fig. 1).

Figura 1. A nivel atómico/molecular, los elementos pueden

hallarse como A. átomos individuales o B. moléculas.

En la actualidad, se conocen más de 100 elementos

que están distribuidos de diferente manera en el

entorno. Por ejemplo, el cuerpo humano se forma

de diferentes cantidades de elementos químicos (Fig.

2A). Comparando con la corteza terrestre, ésta tiene

muchos de los elementos que se encuentran en el

cuerpo humano, además de algunos minerales y

metales adicionales (Fig. 2B).

Símbolos de los elementos

Para representar a los elementos químicos se utilizan

los símbolos. Estos permiten escribir de forma más

rápida y fácil que los nombres de los elementos. Los

símbolos de los primeros 109 elementos consisten

en una letra mayúscula o letra mayúscula seguida de

una minúscula (Tabla 1).

Tabla 1. Algunos elementos comunes y sus símbolos

Símbolo Elemento Símbolo Elemento

Ag Plata Fe Hierro

Ca Calcio K Potasio

Pb Plomo Mg Magnesio

Cu Cobre Na Sodio

Sn Estaño Ne Neón

Sin embargo, como se observó en la figura 1, los

elementos también se pueden encontrar de manera

molecular ya que así son hallados en la naturaleza.

EACTIVIDAD 1. (Tiempo: 10 minutos)

RECONOZCAMOS NUESTRO ENTORNO

Materiales

Un pedazo de papel aluminio, un termómetro, un anillo de

cualquier material, un foco de 20 W, un pedazo de hierro y

alambre de cobre.

Procedimiento

1. Muestre a sus estudiantes cada uno de los materiales y

pídales que los pasen entre ellos.

2. Pregúnteles: ¿de qué sustancias están hechos cada uno

de los materiales que acaban de observar? Liste otros

objetos que estén hechos de las mismas sustancias.

A

B

65



A B

Figura 2. Elementos, en porcentaje en masa en: A. el cuerpo humano y B. la corteza terrestre, incluyendo los océanos.

64.6%18%

10%

7.39%

66



SUSTANCIAS PURAS

Química

¿Las estrellas sintetizan elementos?

Unos minutos después de la Gran Explosión (Big Bang), el Universo sólo contenía hidrógeno, helio 4 y trazas de deuterio, helio 3 y

litio 7. Al cabo de cierto tiempo se originaron las primeras estrellas, donde se formaron los primeros elementos químicos a través

del proceso llamado fusión nuclear (proceso mediante el cual los núcleos de dos átomos se unen y se fusionan, formando un

nuevo núcleo) que rige su funcionamiento.

Si estas estrellas fuesen siempre estables, los elementos habrían permanecido atrapados en su interior y bajo esas circunstancias,

todo sería hidrógeno (mezclado con los elementos producidos en el Big-Bang) fuera de éstas. Dado que un elemento se define

por el número de protones en el núcleo de cada uno de sus átomos, la fusión nuclear convierte invariablemente uno o más

elementos en un elemento totalmente diferente cuando se combinan los protones de los dos núcleos originales en el nuevo

núcleo. Por ejemplo, la formación del Berilio 8 se lleva a cabo a partir de la fusión de dos núcleos de Helio 4 y la emisión de una

partícula gamma (γ, que son fotones de alta energía que liberan ciertas reacciones químicas). Luego, el Berilio 8 al realizar la

fusión con otro núcleo de Helio 4 permite la formación del Carbono 12.

La formación de los primeros elementos se puede resumir en las siguientes ecuaciones:

Los símbolos D1 y T1

3 denotan a los isótopos del hidrógeno, deuterio y tritio, respectivamente.

67



SUSTANCIAS PURAS

Química

Estas moléculas se nombran igual que un átomo individual de ese elemento (Tabla 2). Así, un átomo de oxígeno

se representa por O, pero una molécula de oxígeno por O 2; y ambas representaciones corresponden al mismo

elemento. Tabla 2. Elementos con forma molecular

Símbolo Molécula Elemento Estructura

N N2 Nitrógeno

H H2 Hidrógeno

S S8 Azufre

P P4 Fósforo

Cl Cl2 Cloro

Br Br2 Bromo

F F2 Flúor

I I2 Yodo

2.

SUSTANCIAS COMPUESTAS

Los componentes del aire, la gasolina y el cemento

son llamadas sustancias compuestas o compuestos,

ya que pueden descomponerse a través de procesos

químicos, en otras más simples.

Por ejemplo, el carbonato de calcio (CaCO3) es un

sólido blanco que lo encontramos en la piedra caliza

y en las conchas; se descompone por calentamiento

en otro sólido blanco (CaO) y en un gas (CO2). Cada

uno de estos productos se descompone en otros dos

como muestra la figura 3.

Si descubriera un nuevo elemento ¿cómo lo llamaría?

A lo largo de la historia, los científicos han dado respuesta a esta

pregunta de distintas maneras. La mayoría tomó la decisión de

nombrar a la nueva sustancia en honor a la persona que lo

descubrió o el lugar que describe (ciudad, pueblo, planetas o

asteroides).

En la Edad Media, sólo 9 elementos eran conocidos: oro, plata,

estaño, mercurio, cobre, plomo, hierro, azufre y carbono; y sussímbolos se derivaron de su nombre en latín: aurum (amarillo),

argentum (brillante), stannum (gotea o derretido fácilmente),

hydrargyrum (agua plateada), cuprum (Cyprus, lugar en el cual

varias minas de cobre eran localizadas), plumbum (pesado) y

ferrum (hierro).

En 1987, Antoine Lavoisier (1743-1794) publicó el Método de

Nomenclatura Química , en el que proponía que todos los nuevos

elementos debían ser nombrados según sus propiedades. Por

ejemplo, el manganeso (Mn) proviene de la raíz griega magnes ,

que significa magnético. Dado a su aporte a la Química, una estatua de Antoine

Lavoisier se encuentra ubicada en el Museo de Louvre

en París, Francia.

68



SUSTANCIAS PURAS

Química

No obstante, estos últimos cuatro productos no se

descomponen en otros, por lo que se puede concluir

que son elementos.

Figura 3. Esquema de descomposición del carbonato de calcio.

Como observó en este ejemplo, los compuestos son

sustancias formadas por la combinación de dos o

más elementos en diferentes proporciones.

3.

TIPOS DE FÓRMULAS QUÍMICAS

Como estudió en la Lección 4, una fórmula química

es una representación simbólica de los compuestos

que indica como mínimo:

Los elementos presentes.

El número de átomos de cada elemento.

Estas se pueden denotar de diferentes maneras:

1.

Fórmula molecular: Es la que indica los números

y tipos de átomos que forman una molécula; es

decir, que resume su composición.

2. Fórmula estructural: Es la que muestra cómo se

unen los átomos para conformar la molécula al

denotar cuáles átomos están unidos dentro de

la molécula. Pueden representarse de manera

plana (2D) o espacial (3D).

Carbonato de calcio

(CaCO3)

Calcio (Ca)

Oxígeno (O2)

Carbono (C)

Oxígeno (O2)

A

Óxido de calcio (CaO)

B

Dióxido de carbono (CO2)


CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS


20 tarjetas como las que se muestran abajo de los primeros

elementos solo con el nombre del elemento químico; lápiz,

Tabla Periódica.

Procedimiento

1. Formar grupos de 5 personas.

2. Tomar 20 tarjetas y repartir 4 tarjetas por cada miembro

del grupo.

3. Completar la información que se les pide usando la Tabla

periódica.

4. Comparar, discutir y verificar la información que hayan

obtenido.

¿Qué es la fórmula empírica?

Un tipo de fórmula no muy usada es la fórmula empírica; es

la más sencilla para un compuesto químico que muestra los

diferentes tipos de átomos y sus números relativos. Estos

números relativos, se refieren a que los subíndices se

reducen a la razón de enteros más sencilla. Por ejemplo, la

fórmula P2O5 es la fórmula empírica de un compuesto

cuyas moléculas tienen la fórmula P4O10.

Generalmente, este tipo de fórmulas no brindan mucha

información sobre el compuesto. El ácido acético (C2H4O2,

el vinagre), la glucosa (C6H12O6, el azúcar) y el formaldehido

(CH2O, utilizado para fabricar algunos plásticos y resinas);

todos tienen la misma fórmula empírica (CH2O), lo que

puede dar lugar a confusión y por lo que no es tan utilizada

este tipo de denotación.

Para determinar la fórmula empírica de un compuesto, se

debe primero conocer su fórmula molecular.

Hidrógeno

Número atómico

Símbolo

Número másico

p+:___ e-:___ n0:___

69



SUSTANCIAS PURAS

Química

Ejemplos de ambos tipos de fórmulas se observan en la tabla 3.

Tabla 3. Representación de tres compuestos químicos mediante fórmulas moleculares y estructurales

FÓRMULA MOLECULAR FÓRMULA ESTRUCTURAL (2D) FÓRMULA ESTRUCTURAL (3D)

NH3 Amoníaco

N

HH

H

CH4 Metano C

H

HH

H

C2H6O Etanol

CH3CH2OH

C

C

OH

HH

H H

H


ESCRIBAMOS FÓRMULAS

Materiales

Un pliego de cartulina, un plumón y tirro.

Procedimiento

1.Pegue la cartulina en la pizarra. La cartulina contendrá la tabla de abajo, con la fórmula estructural en 3D como único espacio

lleno.

2.Indique a sus estudiantes, que las esferas grises representan átomos de carbono; las rojas, átomos de oxígeno; las blancas,átomos de hidrógeno; las verdes, átomos de cloro y las moradas, átomos de fósforo.

3.Pídales que copien el cuadro en sus libretas de apuntes y lo completen utilizando la información proporcionada anteriormente.

FÓRMULA MOLECULAR FÓRMULA ESTRUCTURAL (2D) FÓRMULA ESTRUCTURAL (3D)

70



SUSTANCIAS PURAS

Química

4.

COMPUESTOS ORGÁNICOS E INORGÁNICOS

Existe una gran variedad de compuestos químicos en la naturaleza. Como observó en las fórmulas químicas,

estos compuestos poseen una composición diferente. A partir de esto, se pueden clasificar en compuestos

orgánicos e inorgánicos. Las características más importantes de estos compuestos se observan en la figura 4.

COMPUESTOS ORGÁNICOS COMPUESTOS INORGÁNICOS

Los compuestos orgánicos se forman por enlaces decarbono –carbono (C-C), carbono –hidrógeno (C-H) o

ambos; es decir que están compuestos de átomos de

carbono e hidrógeno.

Además, estas cadenas carbonadas pueden estar

unidas a átomos de oxígeno, nitrógeno, fósforo, etc.

Este tipo de compuestos forman enlaces covalentes

y generalmente poseen un olor y color característico

y son inflamables.

No contienen al carbono como elemento esencial, aexcepción del CO2 y los carbonatos; por lo que están

formados por diferentes elementos químicos unidos

por enlaces iónicos o covalentes. Generalmente son

solubles en agua y en otros solventes polares y no

son inflamables.

Figura 4. Ejemplos y características de compuestos orgánicos e inorgánicos.

71



SUSTANCIAS PURAS

Química

RESUMEN

Compuesto: Cualquier sustancia pura que se forma

por dos o más elementos combinados siempre en

una proporción fija y separables únicamente a través

de métodos químicos.

Elemento: Es aquella sustancia que no puede ser

descompuesta en otras sustancias más simples por

medio de reacciones químicas.

Fórmula: Combinación de símbolos que indican lacomposición química de una sustancia.

Fórmula empírica: Es la proporción más pequeña de

átomos presentes en un compuesto.

Símbolo: Es una abreviación o representación corta

de un elemento químico. Los elementos naturales

tienen símbolos químicos de una o dos letras; ciertos

elementos artificiales tienen símbolos de tres letras.

Sustancia: Es la porción de materia que posee una

composición química definida.


1.

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R. (2004) Química. La ciencia central . México: PEARSON

EDUCACIÓN.

2.

Universitat de Valencia, Elementos químicos. Consultado en julio de 2011 de http://goo.gl/rJgEa

3.

Petrucci, R., Harwood, W., Herring, F. (2003) Química General. Madrid: Prentice Hall.

4. Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M.L., Stanley, G. (2008) Chemistry. CENGAGE Learning.

= 2 × 25 = 50 á ℎó

ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… MATEMÁTICA

EXPRESIONES ALGEBRÁICAS Y FÓRMULAS QUÍMICAS

Si al tener una molécula de agua (H2O), su fórmula nos indica que tiene 1 átomo de oxígeno y 2 de hidrógeno; 2 moléculas entonces,

suman 2 átomos de oxígeno y 4 de hidrógeno. Si en una muestra hay 25 moléculas de agua, ¿cuántos átomos de hidrógeno hay? Estapregunta se puede responder por simple inspección o utilizando una expresión algebraica; 2 × n ó 2n, donde n representa el número

de átomos de oxígeno. Así, en las 25 moléculas de agua podemos expresar:

Siguiendo este ejemplo, escriba la expresión algebraica que calcule cuántos átomos de oxígeno habrá en una muestra que contiene

15 moléculas de N2O3. (En este caso n representará el número de átomos de nitrógeno).

72



SUSTANCIAS PURAS

Química

1. Identifica:

a.

Si las siguientes sustancias son sustancias simples (SS) o sustancias compuestas (SC).

b.

Cuáles son los nombres de los elementos que los constituyen.

H2

FeCl3

NaI

B

2.

Una sustancia sólida blanca A se calienta intensamente en ausencia de aire y se descompone para formar

una nueva sustancia blanca B y un gas C. El gas tiene exactamente las mismas propiedades que el producto

que se obtiene cuando se quema carbono con exceso de oxígeno. Con base en estas observaciones, ¿puedes

determinar si los sólidos A y B y el gas C son elementos o compuestos? Explica tus conclusiones para cada

sustancia.

3.

Indica las fórmulas moleculares para las siguientes moléculas, sabiendo que las bolas blancas representan al

hidrógeno, las grises al carbono, las rojas al oxígeno, las azules al nitrógeno y las verdes al cloro.

4. En una cochera se encuentra una lata que contiene un líquido. Al introducir un trozo de madera en él y

encenderlo, la sustancia arde con flama humeante. El líquido posee un olor fuerte y no se disuelve en agua.

Clasifica la sustancia como orgánica o inorgánica.


73



CONTENIDOS

1. Mezclas.

2. Tipos de mezclas.

3. Métodos físicos de separación.


1. Diferencia entre una mezcla homogénea y heterogénea.

2. Comprende los conceptos de solución, suspensión y coloide.

3. Reconoce tipos de mezclas homogéneas y heterogéneas en

situaciones cotidianas.

4. Selecciona el procedimiento idóneo para separar una mezcla

de acuerdo con sus características.

5. Reconoce la importancia de la separación de mezclas.

PALABRAS CLAVE

Mezcla, mezcla homogénea, solución, mezcla heterogénea,

mezcla grosera, suspensión, coloide, efecto Tyndall, método

físico de separación, evaporación, cristalización, tamizado,

filtración, decantación, destilación, cromatografía.


En general, las sustancias que encontramos

naturaleza y que utilizamos se encuentran en

de mezclas; por ejemplo, los minerales, el ag

mar, etc. Por medio de métodos y técnica

puede separar las distintas partes que com

una mezcla y obtener sustancias puras.

DESCRIPCIÓN

Esta lección inicia definiendo qué es mezcla

clasificación en mezcla homogénea y en m

heterogénea. Luego, se detallan según el ti

mezcla que se aborde, los métodos físico

separación de los componentes que la forman

Lección 7. MEZCLAS



MEZCLAS Química

1.

MEZCLAS

a mayoría de los materiales que nos rodean

son mezclas: la sangre, el aire, la madera, el

perfume, el cemento, el papel, la pintura, los

colorantes, son algunos ejemplos. Una mezcla es

una combinación de dos o más sustancias puras; en

la cual, sus propiedades químicas individuales no

cambian.

Por ejemplo, el aire que respiramos es una mezcla

de varios gases: nitrógeno (N2) (78%), oxígeno (O2)

(21%), dióxido de carbono (CO2) (0.03%), vapor de

agua (H2O (v)) y otros (0.97%).

Las mezclas no tienen una composición constante;

por eso las muestras de aire recolectadas de varias

ciudades tienen una composición distinta debido a

sus diferencias en altitud, contaminación, etc.

Las mezclas se clasifican en: mezclas homogéneas y

mezclas heterogéneas.

L


MEZCLAS HOMOGÉNEAS Y HETEROGÉNEAS

Con esta actividad se pretende que el estudiantado prepare mezclas y distinga las diferencias entre las mezclas homogéneas y las

heterogéneas. Forme grupos de cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿por qué se considera

al agua como el solvente universal? ¿Podrían mencionar ejemplos de mezclas que se realizan con agua? ¿Cómo se prepara el café?

¿Se podría preparar café en aceite? ¿Qué otras sustancias se preparan mezclando sólidos con líquidos? ¿Existe el caso contrario en

que el sólido se encuentre en mayor cantidad y se agregue un poco de líquido? ¿Qué es una mezcla? ¿Qué materiales se pueden

mezclar? ¿Todas las mezclas son iguales? ¿Qué tienen en común y cómo se diferencian?

Materiales

1 cucharada de sal (cloruro de sodio: NaCl). 1 cucharada de almidón de maíz.

1 cucharada de tierra. 2 cucharadas de frijoles.

1 cucharada de azúcar (sacarosa: C12H22O11). 5 vasos plásticos transparentes.

5 cucharas de plástico. Agua (cantidad necesaria).

Procedimiento

1. Observar las sustancias y anotar su estado de agregación (sólido, líquido o gaseoso).

2. Enumerar cada vaso del 1 al 5 y verter agua en cada uno de los vasos, hasta la mitad de su capacidad.

3. Agregar la sal al vaso 1 lentamente, tratando de no mover mucho el agua, para observar los cambios que se generan en el agua

y así, registrarlos. Luego, verterán el almidón de maíz en el vaso 2; los frijoles en el vaso 3; la tierra en el vaso 4 y el azúcar en el

vaso 5.

4. Revolver cada vaso buscando que los materiales se mezclen. Deberán registrar si se ha modificado el resultado.

5. Dejar reposar las mezclas. Registrar sus observaciones.

¿Qué contiene un pintalabios?

Son una mezcla de pigmentos, dióxido de titanio (TiO2)

(que aporta la característica del revestimiento), aceites,

ceras (que brindan la consistencia a la barra) y agente

emoliente (para proteger los labios). En menor medidapueden contener vitaminas, protectores solares, etc.

El brillo lo aporta el aceite, pero se puede producir un

aspecto menos graso y reflectante añadiendo pequeñas

partículas de polimetilmetacrilato. Asimismo, brinda un

aspecto perlado y brillante el nitruro de boro (BN). Para

fijar el color y lograr un pintalabios con efectos de larga

duración se utilizan aceites de silicona.

Para fabricarse la barra los ingredientes se mezclan y se

calientan hasta que funden por completo; la mezcla se

vierte después en moldes de metal. Cuando se enfría, sesolidifica y puede desmoldarse.

75



MEZCLAS Química

2.

TIPOS DE MEZCLAS

Cada una de las sustancias que forman una mezcla

se denomina componente. A los componentes de

una mezcla, en general, también se les llama fases.

Mezcla homogénea

La mezcla homogénea está formada por diferentes

componentes, que no pueden distinguirse a simple

vista y forman una sola fase.

Si se toman muestras en varias zonas de la mezcla, la

proporción de sus componentes es idéntica; así, el

agua potable es una mezcla de agua y distintas sales

minerales; no vemos las sales que están disueltas,

solamente se observa la fase líquida; en un licuado

de fresa, no se diferencia la leche de las partículas de

fresa ni del azúcar (Fig. 1).

Figura 1. Ejemplo de mezcla homogénea.

Dentro de las mezclas homogéneas, encontramos el

término solución o disolución química.

Una solución es una mezcla homogénea de dos o

más sustancias, que se presenta en una sola fase. La

sustancia que se disuelve se nombra soluto y está

presente, por lo general, en una pequeña cantidad

en comparación a la sustancia donde se disuelve,

nombrada solvente. Se define así (Ec. 1):

Tanto el soluto como el solvente pueden ser gases,

sólidos o líquidos (como en el caso de las bebidas

gaseosas: el dióxido de carbono, CO2, es el soluto y el

agua, es el solvente). En una solución, el soluto y el

solvente interactúan a nivel de moléculas y de iones;

el tamaño de las partículas dispersas es menor a

0.001 µm.

Esto explica la homogeneidad de las soluciones y la

imposibilidad de separar sus componentes por

métodos mecánicos. Las soluciones de acuerdo al

estado de agregación se clasifican en (Tabla 1):

Tabla 1. Clasificación de las soluciones según el estado de agregación.

Solvente Soluto Ejemplo

GAS

Sólido La naftalina (C10H8) tiende a sublimarse lentamente en el aire.

Líquido El vapor de agua (H2O (v)) en el aire.

Gas El aire. Tiene nitrógeno (N2), oxígeno (O2), vapor de agua (H2O), ozono (O3),algunos gases nobles y dióxido de carbono (CO2).

LÍQUIDO

SólidoLa amalgama formada por oro (Au) y mercurio (Hg) es utilizado por los dentistas

para cubrir una obturación.

Líquido El etanol (CH3CH2OH) en agua (H2O).

Gas La bebida carbonatada es una solución de dióxido de carbono (CO2) en agua (H2O).

SÓLIDO

Sólido Mezclar estaño (Sn) y antimonio (Sb) es una aleación utilizada en la soldadura.

Líquido Hexano (C6H14) disuelto en la cera de parafina.

Gas El hidrógeno (H2) se disuelve en los metales, especialmente, en el paladio (Pd).

Pregúnteles: ¿son diferentes las mezclas generadas con las distintas sustancias? ¿Qué tienen de distinto? ¿Difieren los componentes

de las mezclas a simple vista? ¿Es más fácil mezclar un material que otro? ¿Los materiales se disuelven en el agua, se precipitan o

flotan? Luego del reposo, ¿se observan cambios en las mezclas? ¿Será posible separar las mezclas? Esta última pregunta permitirá

iniciar con la segunda parte de la lección.

Ec.1

Leche + Fresa + Azúcar = Licuado

++ =

76



MEZCLAS Química

Mezcla heterogénea

La mezcla heterogénea se compone por dos o más

componentes que son distinguibles a simple vista;

tienen varias regiones con propiedades diferentes,

es decir, con dos o más fases; por ejemplo, en una

mezcla de azúcar y arena, por medio, de una lupa se

pueden distinguir los granos de arena de los cristales

de azúcar.

Las propiedades no se modifican, como sucede en

una ensalada, ya que se puede distinguir el tomate

de la cebolla o del hongo (Fig. 2).

Figura 2. Ejemplo de mezcla heterogénea.

Las mezclas heterogéneas se clasifican en: mezclas

groseras y suspensiones.

Mezclas groseras: Comprende partículas que son

distinguibles a simple vista por su gran tamaño, son

mayores y 50 µm; por ejemplo, las piedras, el granito

y otros (Fig. 3).

Figura 3. El granito es una mezcla grosera ya que se distinguen

varios tipos de minerales.

Suspensiones: Las partículas poseen dimensiones

comprendidas entre 0.1 a 50 µm. La característica de

esta dispersión, es que las partículas finas se hallan

suspendidas en el solvente (líquido o gas) por un

tiempo y luego, sedimentan; por ejemplo, la arena,

almidón, talco o harina en agua (Fig. 4).

Figura 4. La mezcla de harina con agua es una suspensión. Las

partículas de harina se depositan en el fondo del recipiente si se

deja en reposo.

Entre la mezcla homogénea y la heterogénea, hay un

tipo de mezcla intermedia denominado coloide. Elnombre coloide proviene de la raíz griega kolas que

significa que puede pegarse, puesto que una de sus

propiedades es tender de forma espontánea hacia la

formación o agregación de coágulos. El tamaño de

las partículas de la fase dispersa es entre 0.001 y 0.1

µm (Fig. 5).

Figura 5 . La mayonesa es una coloide, denominada emulsión.

Los coloides se componen de dos partes:

1. Fase dispersa o partículas dispersas: Esta fase

corresponde al soluto en las soluciones, y estáconstituida por moléculas sencillas o grandes.

2. Fase de la dispersión o medio dispersante: Es la

sustancia en la cual las partículas coloidales se

distribuyen. Esta fase corresponde al solvente de

las soluciones.

Según el estado físico en que se encuentre la fase

dispersa y la fase dispersante, los coloides toman

varios nombres (Tabla 2):

+ + =

Tomate + Cebolla + Hongo = Ensalada

77



MEZCLAS Química

Tabla 2. Tipos de coloides.

Fase dispersa Fase dispersante Nombre del coloide Ejemplo

GASSólido Espuma sólida Piedra pómez.

Líquido Espuma Crema batida, espuma para afeitar.

LÍQUIDO

Sólido Gel Aceite de ballena, gelatina, jaleas.

Líquido Emulsión Mayonesa, crema de manos, leche, sangre, mantequilla.

Gas Aerosol líquido Nubes, niebla, bruma.

SÓLIDO

Sólido Sol sólido Carbón en hierro fundido, cristal de rubí.

Líquido Sol Pintura, tinta china.

Gas Aerosol sólido o humo Partículas en el aire, humo, polvo volcánico.

Ya que los coloides se encuentran en una situación

media entre las mezclas homogéneas y las mezclas

heterogéneas, poseen las siguientes propiedades:

Propiedades ópticas: Si se proyecta un haz de luz a

través de un coloide, la trayectoria del haz se hace

visible por la reflexión de la luz en las partículas

coloidales. A este fenómeno se le nombra Efecto

Tyndall , en honor al físico irlandés John H. Tyndall,

quien estudió esta propiedad (Fig. 6).

La desviación de luz en un coloide sucede porque las

partículas reflejan la luz creando un haz visible. En el

caso de las soluciones esto no ocurre debido a que eltamaño de las partículas disueltas es muy pequeño,

en comparación con las de un coloide.

Figura 6. En una dispersión coloidal puede verse el camino del

haz de luz; pero no a través de una solución.

Propiedades eléctricas: Los coloides pueden tener o

absorber iones negativos o positivos, de tal manera,

que las partículas se repelen unas a otras, frenando

la precipitación de la dispersión coloidal.

Cuando las partículas cargadas en su superficie

atraen a cargas del signo opuesto, se produce una

doble capa. Por ejemplo, el agua forma dipolos que

rodean los iones de los coloides, como ocurre en elcaso del jabón, donde las moléculas del agua rodean

las cargas del jabón formando micelas (Fig. 7).

Figura 7 . Estructura de una micela.

¿Qué es la gelatina?

La gelatina es un coloide incoloro, translúcido, insípido y

quebradizo que se obtiene a partir del colágeno (proteína

del tejido conectivo) procedente de la piel, los huesos y

de otros tejidos de ganado porcino o vacuno, a través del

tratamiento con álcalis o ácidos.

Estos despojos animales, una vez tratados, se cuecen en

agua caliente, con el objetivo de extraer la gelatina; dicho

extracto se seca y pulveriza. Para comercializar la gelatina

y elaborar postres, se mezcla con aditivos, colorantes

alimentarios, azúcar y saborizantes artificiales.

Parte hidrofílica (cabeza)

Parte hidrofóbica (cola)

Moléculas de agua

78



MEZCLAS Química


EFECTO TYNDALL

Con esta actividad se pretende que el estudiantado determine si una mezcla de dos componentes se trata de una solución, una

suspensión o un coloide a través del Efecto Tyndall . Forme grupos de cuatro estudiantes y repártales los materiales que

necesitarán. Pregúnteles: ¿por qué será fácil observar las luces de un carro en la niebla? ¿Cuándo aparece la niebla? ¿Es una

mezcla homogénea, mezcla heterogénea o un coloide? Proporcionen ejemplos de coloides.

Materiales

1 clara de huevo. 2 cucharadas de refresco en polvo.

2 cucharadas de harina. ½ taza de leche.

1 linterna pequeña. 4 vasos plásticos transparentes.

¼ pliego de cartulina negra. Agua (cantidad necesaria).

Procedimiento

1. Enumerar los vasos del 1 al 4 y verter agua a cada uno de ellos, hasta la mitad de su capacidad.

2. Añadir la clara de huevo al vaso 1, la harina al vaso 2, el refresco en polvo al vaso 3 y la leche al vaso 4.

3. Agitar fuertemente cada mezcla y luego, dejarlas reposar durante un minuto. Observar.

4. Colocar la cartulina negra como fondo a cada vaso por separado e iluminar los vasos mediante la linterna. De preferencia,

apagar las luces del aula para apreciar mejor el efecto.

Pregúnteles: ¿cuáles mezclas forman una solución, suspensión o un coloide? ¿Cómo las distinguen? ¿Cómo será el movimiento de

las partículas en una solución, suspensión y un coloide? ¿En cuáles vasos se observó el rayo de luz? ¿Por qué consideras que se

puede ver y en otras mezclas no? ¿Qué las hace diferentes? Brinda una definición de solución, suspensión y coloide, y elabora un

cuadro comparativo en relación a las propiedades de una solución.

Aceite y agua no se mezclan:

El aceite reposa en la superficie

del agua.

Se adiciona detergente (surfactante):

Del detergente la parte que es afín al agua

(hidrofílica) se une a la parte azul del agua

y la parte afín al aceite (hidrofóbica) se

une a la parte anaranjada del aceite.

Aceite

Agua

El aceite y el agua se mezclan cuando está

presente el surfactante:

El surfactante permite la formación de las

micelas, las cuales, permiten que el aceite

se disuelva en el agua.

Figura 8. Formación de micelas para la disolución del aceite en

agua.

¿Cómo funciona el jabón?

Habrá notado que el aceite flota sobre el agua, pues esto

ocurre porque posee una menor densidad, tal como se

observa en la Figura 8. Sin embargo, cuando se adicionan

unas gotas de detergente líquido, desaparecen las dos

capas.

Este fenómeno es a causa de que los detergentes están

compuestos de dos partes: una parte hidrofóbica (afín al

aceite) y una parte hidrofílica (afín al agua). La parte

hidrofóbica es atraída hacia el aceite rodeándolo, dando

origen a las micelas (Fig. 7); de tal manera, que al final se

tiene una emulsión de aceite en agua.

79



MEZCLAS Química

3.

METODOS FÍSICOS DE SEPARACIÓN

La separación de los componentes de una mezcla

puede efectuarse por métodos físicos o químicos.

Los métodos físicos ciñen una serie de operaciones

que no alteran la naturaleza de las sustancias; de tal

modo, que tras la separación se obtendrán de nuevo

los componentes originales.

Los métodos químicos implican cambios químicos, ya

que los componentes sufren transformaciones que

afectan su naturaleza. Una vez que se efectúa la

separación, la unión de sus componentes no ha de

producir la sustancia original. En esta lección se

estudiarán sólo los métodos físicos de separación.

Los métodos físicos usados para separar sustancias

en una mezcla dependerán del tipo de sustancia y la

forma en que estén unidas; así, se distinguen los

procedimientos físicos y mecánicos.

Procedimientos físicos

Son procedimientos utilizados para la separación de

los componentes en una mezcla homogénea.

Evaporación: Es la operación por la que se separa

un sólido disuelto en un líquido, por incremento de

la temperatura del líquido, que pasa al estado de

vapor, quedando el sólido como residuo en forma

de polvo seco (Fig. 9).

Figura 9. Separación de componentes por evaporación.

Cristalización: Es el proceso por el cual se separa un

componente sólido de una disolución líquida, con

el objetivo de purificar la sustancia sólida. Esto se

efectúa disolviendo el sólido en un disolvente a alta

temperatura en el que los contaminantes no sean

solubles. Luego, se filtra en caliente para eliminar

las impurezas y se deja enfriar el líquido de manera

lenta hasta la formación de cristales (Fig. 10).


SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA I: EVAPORACIÓN

Con esta actividad se pretende que el estudiantado comprenda el proceso de separación de los componentes de una mezcla por

medio de la evaporación. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles:¿cómo se puede obtener sal a partir del agua del mar? ¿Se podrán recuperar sólidos de soluciones? ¿En qué consiste el proceso de la

evaporación?

Materiales

3 cucharadas de sal (cloruro de sodio: NaCl). ½ taza de agua. 1 vaso plástico.

1 plato pequeño. 1 agitador.

Procedimiento

1. Verter la sal y el agua en el vaso plástico y con ayuda del agitador disolver la sal. Echar la disolución en el plato.

2. Colocar el plato al sol durante varias horas o días, hasta que el agua se evapore totalmente. Si disponen de una hornilla, pueden

evaporar el agua aplicando calor. Graficar el proceso.

Pregúnteles: ¿qué residuo ha quedado en la olla? ¿El agua evaporada, es agua pura? ¿A qué estado de la materia pasó el agua?

¿Este cambio físico implicó adición o eliminación de calor?

Vapor del líquido

Residuo sólido

80



MEZCLAS Química

Una manera fácil de efectuar una cristalización es

utilizar solventes volátiles como éter o el hexano.

Cuando el líquido se evapora, el sólido se separa

como cristal; esto se realiza en un cristalizador .

Figura 10. Formación de cristales.


SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA II: CRISTALIZACIÓN

Con esta actividad se pretende que el estudiante comprenda el proceso de formación de cristales con la cual se puede efectuar

separando el azúcar de una disolución. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que se necesitarán.

Pregúnteles: ¿conocen cristales que se pueden encontrar al aire libre (minerales)? ¿Consideran que el hielo es un sólido cristalino?

¿Cómo se pueden obtener cristales más o menos grandes?

Materiales

3 tazas de azúcar. 1 frasco de vidrio transparente limpio.

1 taza de agua. 1recipiente para cocción u olla.

1 lápiz o un palillo de madera. 1 hornilla pequeña o zona de calentamiento.

1 cuchara o varilla de agitación. 1 trozo de hilo o cuerda delgada.

Procedimiento

1. Hervir el agua en la olla. Agregar el azúcar, una taza a la vez. Es de notar que una parte del azúcar se disolverá, formando una

solución; pero, una pequeña parte quedará sin disolver en el fondo del recipiente; esto significa que la solución de azúcar está

saturada.

2. Verter la solución en el vaso, teniendo el cuidado de no acarrear el depósito del fondo. Este proceso de separar un líquido de

un sólido, simplemente vertiendo el líquido, se denomina decantación. Descartar el material sólido.

3. Colocar el lápiz con el hilo suspendido verticalmente sobre el vaso, de modo que un trozo quede en la disolución.

4. Dejar reposar la disolución por varios días. Para protegerla del polvo puede poner un pedazo de papel sobre ella.

5. Dejar que los cristales crezcan hasta alcanzar el tamaño deseado o hasta donde dejen de crecer. En este punto, se podrá sacar

el hilo para permitir que el cristal se seque y podrá comerlos.

Pregúnteles: ¿las partículas se van formado de manera gradual? ¿Qué aspecto (figura geométrica) presentan estas partículas?

¿Las partículas mantienen su geometría a medida que crecen? ¿Qué sucede a medida que el agua se va evaporando? ¿Qué sucede

al encontrarse dos cristales que están creciendo uno junto al otro? ¿Podría decir dónde empieza uno de los cristales y empieza

otro? ¿Pueden separarlos? ¿Qué sucede con el hilo que se ha colocado dentro de la disolución?

¿Cómo se obtiene la sal en nuestro país?

El Salvador tiene la industria salinera más grande de toda

Centroamérica y la mayoría de su producción proviene de

lagunas estuarias (golfo de Fonseca, La Unión; bahía del

Espíritu Santo, Usulután). Los salineros aprovechan la

marea alta para recolectar el agua de mar en piscinassuperficiales y obtener con la evaporación, cantidades

industriales de sal no refinada.

81



MEZCLAS Química

Cromatografía: Este método consiste en separar

mezclas de gases o líquidos, según las diferentes

velocidades a las que se mueven, de acuerdo con

su afinidad entre una fase móvil y una estacionaria.

La fase móvil puede ser un líquido o gas, mientras

que la fase estacionaria, un líquido o sólido. Según

las diferencias en afinidad de los componentes de

la mezcla entre la fase móvil y la fase estacionaria,

ocurrirá la separación. Se conocen las siguientes

formas:

Cromatografía en papel : La fase estacionaria utiliza

un medio poroso (papel) y en la fase móvil, agua u

otro disolvente como acetona, éter, alcohol, hexano,

etc. En el papel se traza una línea o punto con la

mezcla por separar. El disolvente asciende en el

papel por acción capilar y cuando el disolvente llega

hasta la mancha, la mezcla empieza a ascender sobre

el papel junto con el disolvente (Fig. 11).

Figura 11. Este proceso es utilizado para separar pigmentos de

plantas y tintas, entre otros.

Los componentes que poseen poca atracción por el

papel se mueven junto al disolvente; aquellos que

tienen mayor atracción por el papel no se mueven o

tienden a desplazarse a menos.

Cromatografía en capa fina: Este método es usadopara separar moléculas relativamente pequeñas. La

fase estacionaria puede ser: de celulosa, alúmina o

gel de silicato, unido a una superficie sólida (placa de

vidrio, papel, aluminio). El tipo de fase estacionaria

que se use en un experimento, dependerá del tipo

de moléculas que se quieran separar.

El procedimiento que se sigue es: se colocan las

muestras a un centímetro del borde en uno de los

extremos de la placa y se deja secar. La placa se

coloca en un envase, llamado cámara de vidrio que

tiene una cantidad mínima de solvente.

El solvente subirá por capilaridad e irá arrastrando

las moléculas, las cuales se moverán de acuerdo con

la afinidad que muestren por la fase estacionaria.

Si la mezcla de muestras que se está analizando

presenta color, se observarán los diferentes colores

migrando a varias velocidades de la posición original.

Si son incoloras hay que someter la placa a algún

tratamiento mediante una sustancia desarrolladora

(generalmente yodo) para determinar la presencia

de las sustancias sobre el silicato (Fig. 12).

Figura 12. Esta técnica también permite determinar el grado de

pureza de un compuesto, comparar muestras, etc.

Cromatografía de columna: Este es utilizado para la

separación de mezclas o purificación de sustancias.

Como fase estacionaria se usa, generalmente, un gel

de sílice o de alúmina dentro de una columna. En la

columna se hace pasar una corriente de disolvente

llamada fase móvil o eluyente que baja, por efecto

de la gravedad o por la aplicación de presión (Fig.

13).

La mezcla de compuestos por separar se disuelve en

una pequeña cantidad de disolvente y se coloca en la

parte superior de la columna, quedando absorbida.

Enseguida, se pasa un flujo de disolvente a través de

la columna. Los compuestos constituyentes de la

mezcla son arrastrados por el disolvente a su paso,

los que los hace avanzar a lo largo de la columna.

82



MEZCLAS Química

Figura 13. Separación de diversos componentes por medio del

método de la cromatografía de columna.

A pesar de esto, no todos los compuestos avanzan ala misma velocidad. Algunos compuestos químicos

son fuertemente retenidos por el absorbente (la fase

estacionaria), lo que permite que avancen despacio.

En cambio, otros apenas son retenidos y avanzan a

una mayor velocidad.

Cromatografía de gases: La fase móvil es un gas, en

general, helio (He) o argón (Ar); la fase estacionaria

es una cubierta líquida colocada en el interior del

capilar a través del cual se desplazará la mezcla.

La forma con la que interactúan los componentes de

la mezcla de gases con la cubierta del tubo capilar y

la temperatura decreta la separación de la mezcla.

Los componentes separados llegan al extremo del

tubo en diferentes momentos y allí se analizan e

identifican con un espectrómetro de luz o de masas

(Fig. 14).

Figura 14. Equipo de cromatografía de gases.

Destilación: Este consiste en separar dos líquidos

con diferentes puntos de ebullición; calentando la

solución y con la posterior condensación de las

sustancias. Es decir, que este proceso consta de

dos fases: primero, la evaporación, donde el líquido

pasa a vapor y, segundo, la condensación, el vapor

se condensa y pasa de nuevo a líquido.

La destilación puede ser:

a. Simple: Se utiliza cuando la diferencia entre los

puntos de ebullición de los componentes que se

Columna

Tapón

poroso

Componentes separadosSolventes

Aplicación de

la muestra Solvente

Regulador de

presión

Horno

termostatizado

Columna

Helio (He)

Detector

Cromatograma

Muestra

Inyección de

la muestra

¿Cómo se pueden detectar los billetes falsos?

La cromatografía en capa fina es el principal método de

detección que se utiliza actualmente para determinar si

un producto cumple con las especificaciones legales; esto

es relevante para determinar secuencias de producción,

la clasificación e identificación de las tintas, determinargrados de pureza en los medicamento, así como realizar

dataciones químicas.

En la mayoría de los casos se lleva a cabo en varios

canales de una capa de sílice, cuyas fases móviles pueden

consistir en hexano, amoníaco, acetato de etilo, tolueno,

alcoholes, etc. Las placas se dejan secar al aire y la

presencia de un indicador fluorescente bajo la luz puede

evidenciar el uso de una tinta diferente en un

determinado billete, que aparentemente fuese realizado

por una sola.

83



MEZCLAS Química

desea separar es grande, mayor a 80 °C, o cuando

las impurezas son sólidos disueltos en el líquido

por purificar (Fig. 15).

Figura 15. Equipo de la destilación simple.

b. Fraccionada: Es utilizado si la diferencia que hay

entre los puntos de ebullición es pequeña para

que una destilación simple, sea eficiente (Fig. 16).

Figura 16. En la columna de destilación fraccionada suceden

muchas evaporaciones y condensaciones al mismo tiempo, lo

que garantiza que la separación de las mezclas sea eficiente

Termómetro

Condensador

Refrigerante

Mechero

Balón dedestilación

Destilado

Termómetro

Refrigerante

Condensador

Destilado

Mechero

Balón de

destilación

Columna

fraccionada


SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA III: CROMATOGRAFÍA EN PAPEL

Con esta actividad se pretende que el estudiantado comprenda la técnica de la cromatografía, que se basa en las distintas

velocidades con que son arrastradas cada una de las sustancias mediante un medio poroso por un disolvente en movimiento.

Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿cómo se podrían separar los

componentes de una tinta? ¿Los marcadores de diferente color en apariencia física, podrían tener las mismas tintas?

Materiales

1 frasco de alcohol medicinal (etanol) sin color.

4 tiras rectangulares de papel absorbente (papel filtro de cafetera, papel toalla) de 10 cm.

Marcador de color rojo, café, negro y verde claro (que no estén secos).

4 vasos de plástico transparente.

Procedimiento

1. Verter 5 mL aproximadamente de alcohol en cada vaso.

2. Pintar un punto con el marcador verde en un tira de papel a 1.5 cm de distancia del extremo. Dejar el marcador en contacto

con el papel 10 -20 segundos para que se empaque bien la tira.

3. Efectuar el mismo procedimiento con los tres marcadores que faltan en las tres tiras de papel restante. No deberán olvidar a

qué punto corresponde cada color.

4. Poner la tira de papel verticalmente, con el extremo donde están los puntos, en el alcohol dentro de cada vaso.

5. Realizar en su cuaderno cuatro dibujos, uno de cada tira de papel, cuando el alcohol lleve aproximadamente 4 cm y, otros

cuatro, cuando el líquido llegue a un centímetro antes del borde superior. Tener cuidado que el alcohol no llegue hasta el

extremo superior del papel.

6. Repetir el procedimiento con agua como solvente y efectuar comparaciones de los resultados que se obtengan.

Pregúnteles: ¿qué colores de los marcadores están formados por mezclas? ¿Los pigmentos son arrastrados a la misma velocidad?

¿Qué hace que algunas tintas se desplacen menor distancia que otras? ¿En qué porción del papel están las sustancias con mayor

84



MEZCLAS Química

Procedimientos mecánicos

Son procedimientos, utilizados para la separación de

los componentes de mezclas heterogéneas.

Filtración: Permite separar un sólido insoluble de

un líquido. Para esto se usa un medio poroso de

filtración o membrana, que deja pasar el líquido y

retiene el sólido. Los filtros que se utilizan, por lo

general, son: el papel filtro, la fibra de asbesto, el

algodón, fibra de vidrio, las fibras vegetales, las

tierras especiales y las redes metálicas (Fig. 17). Figura 17 . Separación del suero de leche del queso

atracción hacia él? ¿Cuál es el mejor solvente para separar las mezclas de tintas? ¿Qué hace que el alcohol o el agua suba por el

papel? Sugiera algunas razones por la que se produce este cambio. Las sustancias polares tienden a ser atraídas por otras

sustancias polares, tal como se sucedió en el papel. ¿Cuáles tintas contienen las sustancias más polares? ¿Cuál es la diferencia en

polaridad entre el alcohol y el agua?

Mezcla de

sólido y líquido

Líquido

Sólido retenido


SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA IV: DESTILACIÓN

Con esta actividad se pretende que el estudiantado construya un destilador casero. La construcción del destilador tomará unos

pocos minutos; pero, la destilación, en sí misma, llevará varios días. Para comprender el mecanismo de la destilación, se construirá

un destilador solar; el cual, permitirá obtener agua destilada en un día soleado. Puede parecer que el agua obtenida sea

insignificante; pero, de esta manera se obtiene agua potable en muchos lugares del mundo, como es el caso de Israel. La actividad

se podrá realizar con el grupo completo de clase. Pregúnteles: ¿cómo podrían purificar el agua de manera sencilla? ¿Qué es el proceso de la destilación? ¿Cuáles son los cambios físicos de la materia que se producen en la destilación? ¿Cuáles son las

sustancias que sufren dichos cambios? ¿Podrían mencionar ejemplos de productos alimenticios obtenidos por destilación?

Materiales

1 plancha de aluminio de 0.5 mm de grosor de 54 x 59 cm (recolectar el agua destilada).

1 bandeja negra esmaltada más pequeña que la plancha de aluminio.

2 rectángulos de plexiglás transparente de 4 mm de grosor. Medidas: 35 x 50 cm

2 triángulos de plexiglás transparente de 45 x 35 x 35 cm.

Pistola de silicona con cartucho de silicona translúcida.

Agua (cantidad necesaria).

Procedimiento

1. Pegar con silicona las láminas de plástico (plexiglás) formando una tienda de campaña sobre la bandeja plana de aluminio. De

este modo se tendrá un destilador de dos vertientes: las dos láminas de plástico inclinadas. La estructura se secará en 12

horas.

2. Sobre la bandeja de aluminio y bajo la estructura de plástico, colocar la bandeja negra con agua.

3. Se deberá esperar a que el sol realice su función.

Funcionamiento: La radiación solar atraviesa el plexiglás transparente y calienta el agua contenida en la bandeja negra, que se va

evaporando. El vapor de agua se condensa en pequeñas gotas al entrar en contacto con las paredes del invernadero, que están

más frías que el ambiente interior del destilador.

85



MEZCLAS Química

Tamizado: Se utiliza para separar una mezcla de

partículas sólidas de diferentes tamaños a través

de un tamiz o colador. Las partículas con menor

tamaño pasan por los poros del tamiz, mientras

que las grandes quedan retenidas; por ejemplo,

una muestra de tierra del suelo que se espolvorea

sobre un tamiz, las partículas finas de tierra caerán

y las piedras y partículas quedarán retenidas en el

tamiz (Fig. 18).

Imantación: Este método aprovecha la propiedad

de algún material para ser atraído por un imán, ya

que el campo magnético del imán genera una

fuente atracción, que logra que los materiales se

acerquen a él. Para poder utilizar este método se

precisa que un componente sea atraído, pero no el

resto (Fig. 19).

Figura 18. Separación de arena de las piedras.

Estas gotas van resbalando por los laterales inclinados del destilador, yendo a caer en la bandeja de aluminio.

Pregúnteles:

¿Qué función tiene la energía solar en el proceso? ¿Qué cambios físicos sufre el agua que se halla en la bandeja negra? ¿Qué

component es se han separado del agua para identificarla como “agua potable”? ¿Cuál es la propiedad de la materia en la que se

basa la destilación? ¿En qué casos se utiliza la destilación simple? (Menciona al menos 2). Dibuja el mecanismo de la destilaciónque se ha producido.


SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA V: FILTRACIÓN

Con esta actividad se pretende que el estudiantado aplique la técnica de la filtración para separar los componentes que forman una

mezcla compuesta de sólidos y líquidos. Forme grupos de tres estudiantes y repártales los materiales que usarán. Pregúnteles: ¿qué

instrumentos utilizan en sus hogares para obtener el jugo de naranja sin grumos y sin semillas? ¿Han escuchado acerca de la

retención de polvo en los filtros de ambiente? ¿Qué función ejerce un filtro? ¿En qué consiste el proceso de la filtración?

Materiales

3 cucharadas de leche en polvo. 1 pajilla. Jugo de un limón.

1 gotero. 1 vaso de vidrio. 1 colador plástico del tamaño del vaso.

1 papel filtro para cafetera.

Procedimiento

1. Añadir la leche en polvo al agua y agítenla con la pajilla. No se formará una solución sino que una suspensión.

2. Añadir con ayuda de un gotero tres gotas de jugo de limón hasta ver que se forman más coágulos (se precipitará la caseína que

es la proteína de la leche). Deberán fijarse que los coágulos son de diferentes tamaños.

3. Dejar en reposo la suspensión durante cinco minutos.

4. Colocar el papel filtro en el colador y este sobre el vaso de vidrio. Verter la suspensión en el sistema y observar lo que ocurre.

Pregúnteles: ¿cuáles son las sustancias y su estado de agregación, que componen la mezcla? ¿Cuál es el estado físico de la sustancia

que ha quedado retenida en el papel filtro? ¿Y de la que se ha filtrado? ¿Qué otra técnica de separación propondrías para separar

esta mezcla? ¿Por qué se considera que esta técnica de separación es un procedimiento mecánico? ¿En vez de papel filtro, qué otro

instrumento de separación utilizarías? Brinda ejemplos de la vida cotidiana en las cuales se use el método de la filtración.

Sólido (arena)

separado

Mezcla de

sólidos

86



MEZCLAS Química

Figura 19. Separación de objetos metálicos de la basura.

Decantación: Consiste en separar dos líquidos no

miscibles y de diferentes densidades, usando un

embudo de separación o decantación. La mezcla

de los líquidos se deja reposar en el embudo y el

líquido más denso queda en la parte inferior del

embudo. Asimismo, se usa para separar un sólido

insoluble en un líquido. Se deja reposar la mezcla y

el sólido va al fondo del recipiente, para luego,

recoger el líquido (Fig. 20) (Actividad 3).

Centrifugación: Es el proceso mediante el cual se

somete una mezcla de líquidos o de sólidos, o de

ambos, a un movimiento de rotación constante y

rápido, lo que hace que las partículas de mayor

densidad sedimenten y las partículas más livianas

queden en la parte superior El proceso se realiza

en un aparato llamado centrífuga (Fig. 21).

Figura 20 . Separación de aceite y agua.


SEPARACIÓN DE COMPONENTES DE UNA MEZCLA VI:TAMIZADO E IMANTACIÓN

Con esta actividad se pretende que el estudiantado aplique

el tamizado y la imantación para separar los componentes

que conforman una mezcla compuesta de varias sustancias

sólidas. Pregunte: ¿cómo se separan las piedras de la arena

en la construcción? ¿Qué técnica de separación usarían para

obtener pepitas de oro de las mezclas de arena? ¿Cómo

separarían los objetos de hierro de la basura? ¿Qué es la

industria siderúrgica?

Materiales: ¼ taza de limaduras de hierro (Fe), ¼ taza decarbón en polvo (C), ¼ taza de arena, 2 hojas de papel bond

y 1 colador de abertura fina.

Procedimiento

1. Mezclar la limadura de hierro con el carbón en polvo y

la arena en el recipiente.

2. Colocar la mezcla en una hoja de papel y acercar el imán

a la mezcla.

3. Repetir de nuevo la operación hasta que haya separado

un componente que forma parte de la mezcla.

4. Pasar la mezcla por el colador y recibir el componente

que sigue en una hoja de papel.

Pregúnteles: ¿cuáles sustancias que componen la mezcla

poseen propiedades magnéticas? ¿Cuál sustancia se separó

primero (por medio del imán)? ¿Cómo se llama a la técnica

de separación que se basa en las propiedades magnéticas de

las sustancias? ¿Cuál es la sustancia que quedó retenida en

el colador? ¿Y cuál se recogió en la hoja de papel? ¿Qué

técnica de separación se ha utilizado para separar los dos

componentes restantes? ¿Qué diferencia la filtración y la

tamizado? ¿La imantación podría utilizarse en una mezcla

que contenga sustancias líquidas?

¿Cómo se fracciona el petróleo?

El petróleo es una mezcla de diferentes líquidos, que es

calentado a 400°C en un horno. Cuando cada uno de

ellos alcanza el punto de ebullición a una temperatura

diferente, se convierte en gas y se separan fácilmente

del resto; primero, los productos ligeros que poseen latemperatura de ebullición más baja.

Cada fracción resultante es un combustible con diversas

características. Este proceso se conoce como destilación

fraccionada. El 90% del petróleo se utilizado para la

producción de combustibles. Los compuestos extraídos

del crudo son: los gases propano y butano, la gasolina,

el queroseno y combustible diésel (gasóleo), las ceras,

el fuel oil, los lubricantes y el asfalto.

Objetos

metálicos

Aceite

Agua

87



MEZCLAS Química

Figura 21. Separación de cenizas en suspensión en el agua.

ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… INDUSTRIA

DESTILADOS

La destilación se realiza para separar el alcohol del agua

que pueda contener la materia prima. Se coloca la mezcla

en un recipiente, se calienta a una temperatura dada para

generar los vapores del alcohol y gas. Estos vapores son

condensados y recolectados en un segundo envase como

una mezcla pura, incolora, con delicado sabor a la materia

prima y con mayor graduación alcohólica. Este producto se

puede destilar dos o más veces para purificar el alcohol y

eliminar los agentes residuales. Luego, el alcohol se filtra

para liberarlo de impurezas (por ejemplo, el vodka se filtra

en láminas de grafito) y diluido con agua desmineralizada

para tener la graduación alcohólica apta para el consumo.

Finalmente, se somete a una estabilización química y luego

se embotella.

Las bebidas destiladas son las descritas como aguardientes

y licores; sin embargo, la destilación, agrupa a la mayoría

de las bebidas alcohólicas que superen los 20 ⁰C de carga

alcohólica, y son las que resultan de hervir una bebida

fermentada, elevando la graduación del alcohol. Entre las

bebidas alcohólicas que incorporan la destilación en su

proceso de elaboración se distinguen el whisky, el vodka, el

brandy, tequila, aguardientes aromáticos y licores.

El principio de destilación se basa en las diferencias que

existen entre los puntos de ebullición del agua (100 ⁰C) y el

alcohol (78.3 ⁰C). La combinación de estas dos sustanciasen una mezcla directa no produce buen sabor, aunque esto

cambia al adicionarle componentes con carácter propio,

que dan aroma y sabor sumamente atractivo para el

consumo.

Actividad. Responde las siguientes preguntas:

Investiga los productos alimenticios que produce nuestro

país en los cuales se incluya el proceso de destilación.

¿Qué tipo de destilación usan esos procesos industriales?

Descríbelos.

Dibuja en el cuaderno el aparato de destilación que usan

y explica su mecanismo.

Investiga a partir de qué frutas o qué verduras se pueden

producir bebidas alcohólicas.

Investiga procesos artesanales de destilación de nuestro

país.

¿Cuál es la función de una lavadora con centrifugado?

En las lavadoras automáticas o semiautomáticas hay una

sección del ciclo que se refiere a secado, en el cual, el

tambor de la lavadora gira a cierta velocidad de manera

que las partículas de agua adheridas a la ropa en el

lavado, salen expedidas por los orificios del tambor.

¿Tienen hierro las mezclas con cereales que comemos

en el desayuno?

Los cereales preparados para el desayuno tienen sulfato

de hierro (II) (FeSO4) o hierro elemental (Fe), añadido

para contribuir a la ingesta diaria recomendada; poseen

alrededor de 4.5 mg de hierro por porción y la ingesta

que se recomienda para los adultos de 18 a 50 años es

de 8 miligramos (mg) por día.

La sal de hierro (II) se aprovecha mejor por nuestro

organismo, ya que reacciona con el ácido estomacal; en

cambio las limaduras de hierro no, por el corto tiempo

que el cereal permanece en el estómago.

88



MEZCLAS Química

RESUMEN

Destilación: Es la operación de separar, por medio, de evaporación y condensación, los componentes líquidos,

los gases licuados o los sólidos disueltos en líquidos aprovechando los diferentes puntos de ebullición de cada

una de las sustancias.

Fase: Es cada una de las partes homogéneas de un sistema heterogéneo separada de las demás mediante unafrontera clara.


1. Conevyt (s.f.) Mezclas homogéneas y heterogéneas. Experimento 10. Oregon. Extraído en junio de 2011

desde http://goo.gl/hBRvn

2. Del buen comer (2006) Destilados. Arte y Ciencia del Buen Comer. Enciclopedia. Extraído en julio de 2011

desde http://goo.gl/6Gi2v

3. Instituto Canario de Análisis Criminológico I.C.A.C. (s.f.) Propiedad Industrial e Intelectual. Equipamiento de

Laboratorio. Laboratorio. Servicios de Criminalística. Extraído en julio de 2011 desde http://goo.gl/Wx4QU

4. Instituto de Tecnologías Educativas (s.f.). La Industria química. España. Extraído en julio de 2011 desdehttp://goo.gl/rfGn5

5. Nueva Alejandría (2000) Fe: casi todo acerca del Hierro. Ciencias de la Naturaleza. Archivos curriculares.

Extraído en julio de 2011 desde http://goo.gl/ScXsc

6. Pontificia Universidad Javeriana (2011). Cromatografía. Cursos. Bogotá. Extraído en julio de 2011 desde

http://goo.gl/IdqIH

7. Red Escolar SEP -ILCE (2010) Métodos de separación. Experimentos. Extraído en julio de 2011 desde

http://goo.gl/xm9sN

89

http://goo.gl/xm9sN

http://goo.gl/xm9sN



MEZCLAS Química

8. Terra.org. (s.f.) Destilador solar de dos vertientes. Térmicos. Ingenios solares. Extraído en julio de 2011

desde http://goo.gl/qpQ40

9. Universidad Nacional del Nordeste (s.f.) Dispersiones coloidales. Facultad de Medicina. Extraído en julio de

2011 desde http://goo.gl/Qi3Ub

10. Wood, E. (2001) Cristales – un manual para profesores de enseñanza primaria y secundaria. Extraído en julio

de 2011 desde http://goo.gl/AvOex

90



MEZCLAS Química


1. Indica cuál de las sustancias son homogéneas:

Gasolina Granito

Infusión de té Pastilla de jabón

Agua con hielo Vidrio de ventana

2. Escribe los métodos de separación que usarías

para separar las siguientes mezclas:

a. Arena y sal.

b. Hierro y arena.

c. Alcohol y agua.

d. Arena y agua.

e. Aceite y agua.

3. ¿En qué consisten los métodos de separación, y

en cuáles situaciones pueden ser usados? Haz un

dibujo del mecanismo:

a. Filtración.

b. Decantación.

c. Cristalización.

d. Destilación.

4. Completa las frases siguientes:

a.

La se basa en la diferenciade volatilidad entre los componentes de una

disolución.

b. La se basa en la diferencia

de densidad entre las sustancias inmiscibles.

c. La se basa en la diferencia

entre el tamaño de las partículas.

d. La se basa en la diferencia

de solubilidad de un soluto en dos solventes

distintos.

5. ¿En qué se diferencia un procedimiento físico de

uno mecánico?

6. El vino contiene alcohol etílico y agua, líquidos

que son perfectamente miscibles, y cantidades

pequeñas de otras sustancias disueltas:

a. Menciona un procedimiento para separar el

alcohol de los componentes restantes ¿cuál

es la propiedad en la que se basa?

b. Diseña el dispositivo adecuado.

7. De los métodos de separación que se indican a

continuación, señala aquellos adecuados para

separar una mezcla homogénea y una mezcla

heterogénea: filtración, destilación, tamizado,

evaporación, cristalización y cromatografía.

8. ¿Hay diferencia entre filtración y decantación?

Explícalo y brinda un ejemplo.

9. Para qué tipo de mezclas son más adecuadas las

siguientes técnicas de separación:a. Filtración. c. Destilación fraccionada.

b. Decantación. d. Evaporación.

10. ¿Cómo comprobarías que una planta verde, tales

como el perejil u hojas de espinaca se conforman

por varios pigmentos o colorantes?

91




Las soluciones forman parte de nuestro diario

Cada vez que consumimos agua, nos refresca

en el mar, ríos y lagos; estamos en contacto

soluciones. Al mismo tiempo, los fluidos que copor nuestro cuerpo son ejemplos de soluciones

son indispensables para nuestra vida.

DESCRIPCIÓN

En esta lección se estudian los componentes desolución, el mecanismo en que las sustancia

solubilizan en otras y los factores que facilitan

proceso.

Lección 8. SOLUCIONES

CONTENIDOS

1. Componentes de una solución.

2. Proceso de disolución.

3. Tipos de soluciones.

4. Solubilidad y factores que la afectan.


1. Identifica los componentes de una solución como soluto

y solvente.

2. Describe el proceso de disolución.

3. Predice la interacción entre solutos y solventes.

4. Clasifica las soluciones de acuerdo la cantidad de soluto

(concentración) que contienen y en función de la

capacidad para disolver un soluto.

5. Comprueba experimentalmente que la interacción entre

el soluto y el solvente, la presión y la temperatura son

factores que afectan la solubilidad.

PALABRAS CLAVE

Concentración, proceso de disolución, solución, soluto,

solvente, solución saturada.



SOLUCIONES

Química

ara introducir el tema puede iniciar con una actividad demostrativa, con el fin de que los estudiantes

observen cómo se elabora una solución y reconozcan los componentes que la conforman.

1. COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN

La mezcla homogénea que acaba de realizar es una

solución, constituida por dos sustancias (agua y

azúcar) que se hallan en diferentes proporciones y

en distinto estado físico.

El componente que se halla en mayor cantidad y

determina el estado de la materia en la que existe la

solución, se llama solvente y el que se encuentra en

menor cantidad en la solución y que se disuelve en el

solvente, se llama soluto.

Así, en la Actividad 1, el agua es el solvente y el

azúcar el soluto (Fig. 1), y la solución que se obtuvoes líquida pues el agua se encuentra en estado

líquido. Muchas de las soluciones que utilizamos a

diario se hallan en estado líquido, como por ejemplo

el champú, el desinfectante para pisos, las bebidas,

etc. Sin embargo, no todas las soluciones que se

encuentran en estado líquido están conformadas por

solutos sólidos.

Enseguida se describe una actividad demostrativa de

otro tipo de solución líquida, mejor conocida como

gas-líquido (Lección 7).

P ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 10 minutos)

HAGAMOS UNA SOLUCIÓN

Materiales

1 cucharada de azúcar.

20 mL (0.70 oz) de agua.

1 vaso plástico transparente de 170.4 mL (6 oz).

1 probeta de 25 mL o recipiente medidor de volúmenes de cocina.

Procedimiento

1. Muestre a los estudiantes el azúcar y el agua.

2. Vierta 20 mL (0.7 oz) de agua en el vaso plástico.

3. Adicione la cucharada de azúcar en el vaso y agite.

Pregunte al estudiantado

¿En qué estado físico estaba el azúcar y el agua?, ¿Por qué el azúcar no se observa al mezclarla con el agua? y ¿Cuál de las dos

sustancias, agua o azúcar, se encuentra en menor cantidad y en mayor cantidad?

Figura 1. Solución compuesta por

moléculas del agua como solvente y

moléculas de azúcar, como soluto.

MOLÉCULA

DE AZÚCAR

MOLÉCULAS

DE AGUA

93



SOLUCIONES

Química

Por otro lado, existen soluciones en los otros dos estados de la materia; por ejemplo, el aire y las aleaciones

metálicas (Lección 7).

2.

PROCESO DE DISOLUCIÓN

Se forma una solución, cuando una sustancia se dispersa de manera uniforme, debido a que la atracción entre

las moléculas del solvente y las partículas de soluto (átomos, moléculas o iones) es comparable en magnitud o

es mayor , a las fuerzas intermoleculares (Lección 3) que mantienen unidas a las partículas de soluto y a las

moléculas de solvente.

Por ejemplo, el alcohol (CH3CH2OH) se disolvió en agua (H2O), debido a las fuerzas de atracción por puente de

hidrógeno entre el alcohol y el agua (Fig. 2A), lo que permite la formación de una solución alcohólica.

Otro ejemplo común, es el agua salada en la que la sustancia iónica cloruro de sodio (NaCl) se encuentra

disuelta en H2O, debido a que la atracción entre los iones del soluto y las moléculas polares del H2O sobrepasan

la atracción entre los iones de carga opuesta del NaCl (Fig. 2B).

El agua al ser una sustancia polar , sólo es capaz de disolver otras sustancias polares y algunos compuestos

iónicos, pero no puede disolver sustancias de naturaleza no polar .


ES UN GAS

Materiales

1 bebida gaseosa incolora.1 vaso plástico transparente de 170.4 mL (6 oz).

1 probeta de 25 mL o recipiente medidor de volúmenes de cocina.

Procedimiento

1. Muestre la bebida gaseosa incolora sin destapar.

2. Destápela y vierta en el vaso 50 mL (1.75 oz) de gaseosa.

3. Observe junto a sus estudiantes durante cinco minutos cómo las

burbujas se desprenden del líquido.

Pregunte al estudiantado:

¿Observaron burbujas en la gaseosa antes de destaparla? ¿Qué sucedió con la gaseosa al verterla en el vaso plástico? ¿Qué le

sucedió luego de los cinco minutos?

Interpretación

La gaseosa es una solución que posee varios componentes. Uno de los principales, y que da el sabor característico a este tipo de

bebidas, es el gas dióxido de carbono (CO2). Cuando destapa la gaseosa, el CO2 disuelto se visualiza en forma de burbujas. Después

de los cinco minutos, la cantidad de burbujas es menor debido a que la mayoría ya ha escapado al ambiente.

Las soluciones pueden contener más de un soluto. Si observa la etiqueta de la gaseosa, podrá comprobar que contiene varios

componentes. A pesar de conformarse por solutos sólidos, se puede observar que contiene un soluto gaseoso. No obstante, hay

soluciones líquidas en las cuales el soluto también es un líquido, como la solución de la Actividad 3.

94



SOLUCIONES

Química

En contraste, las sustancias no polares sí son capaces

de disolver solutos no polares; es decir, que “lo

semejante disuelve a lo semejante”. La interacción

soluto-solvente antes descrita se llama solvatación.

Si el solvente es el agua, esta interacción recibe el

nombre de hidratación.

3.

CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES

De acuerdo con la cantidad de soluto que contienen

las soluciones (concentración), se clasifican en:

Solución concentrada: Posee una cantidad grande

relativamente de soluto o solutos disueltos.

Solución diluida: Posee una cantidad pequeña de

soluto o solutos disueltos.

En la Actividad 4, sus estudiantes, a partir de una

solución concentrada prepararon cuatro solucionesmenos concentradas o diluidas, ya que al tomar una

porción de la solución concentrada y diluirla en una

cantidad dada de solvente, disminuye la cantidad de

soluto que había al inicio.

Por tal razón, a medida que se van realizando las

diferentes diluciones, el color de las soluciones

disminuye, ya que hay más cantidad de solvente en

comparación al soluto y su color irá acercándose al

del agua por ser el solvente (Fig. 3).

Por otro lado, las soluciones también se pueden

clasificar de acuerdo con la capacidad que tiene el

solvente para disolver a un soluto a una temperatura

dada:

Solución insaturada: Contiene menor cantidad de

soluto que la que es capaz de disolver a una

temperatura determinada; es decir, el solvente

puede admitir más soluto hasta alcanzar su grado

de saturación.


SOLUCIÓN ALCOHÓLICA

Materiales

25 mL (0.875 oz) de agua.15 mL (0.53 oz) de alcohol.

1 vaso plástico transparente de 170.4 mL (6 oz).

1 probeta de 25 mL o recipiente medidor de volúmenes de

cocina.

Procedimiento

1. Muestre a los estudiantes el agua y el alcohol.

2. Vierta en el vaso 20 mL (0.7 oz) de agua.

3. Agregue en el vaso 10 mL (0.35 oz) de alcohol y agite.

Pregúnteles: ¿en qué estado físico estaban las sustancias que

mezcló? ¿Por qué el alcohol no se observa al mezclarla con elagua?

Figura 2. A. Proceso de disolución del etanol (alcohol etílico) en

agua mediante la formación de puentes de hidrógeno. B. Los

iones Na+ atraen los oxígenos cargados parcialmente negativa

(δ-) del agua, mientras que, los iones Cl

-a los hidrógenos con

carga parcialmente positiva (δ+).

A

B

95



SOLUCIONES

Química

Solución saturada: Contiene la máxima cantidad de soluto que puede disolver un solvente en particular a

una temperatura específica.

Solución sobresaturada: Contiene más soluto disuelto a cierta temperatura que el que puede haber en una

solución saturada. Este tipo de soluciones no son muy estables y con el tiempo una parte del soluto se

separa en forma de cristales.

Figura 3. Soluciones con diferente cantidad de soluto, es decir, diferentes concentraciones

formadas a partir de la dilución de una solución saturada.

Diluida Concentrada


SE DECOLORA


1 sobre de refresco en polvo o colorante para alimentos.

1 L de agua.

1 cuchara pequeña.5 vasos plásticos transparentes de 170.4 mL (6 oz).

1 probeta de 25 mL, recipiente medidor de volúmenes

o jeringa de 10 mL (10 cc).

1 regla de 20 cm.

1 plumón permanente.

Procedimiento

Indique a los estudiantes que:

1. Formen grupos de 4-5.

2. Utilizando la regla y el plumón, marquen una raya en cada vaso al medir 7 cm.

3. Rotulen los vasos del 1 al 5.

4. Viertan agua hasta la marca en el vaso 1 y agreguen cucharaditas de refresco o colorante que sean necesarias para saturar(hasta que ya no se disuelva más soluto).

5. Midan 10 mL de la solución 1, la viertan en el vaso 2 y agreguen agua hasta la marca.




9. Coloquen todas las soluciones en orden de 1 al 5 y comparen.

Pregunte a sus estudiantes: ¿Cuál es la solución más concentrada? ¿Por qué?, ¿por qué el color de la soluciones va disminuyendo

a medida se van realizando las diluciones?

96



SOLUCIONES

Química

4.

SOLUBILIDAD Y FACTORES QUE LA AFECTAN

Se denomina solubilidad a la capacidad del soluto

para disolverse en el solvente a ciertas condiciones.

Por ejemplo, la solubilidad de la sal (NaCl) en el agua

a 25° C es de 357.0 gramos por cada litro de agua.

Esta es la cantidad máxima de NaCl que se disuelve

en agua para producir una solución estable a esa

temperatura. Cada sustancia que se disuelve en el

agua tiene una solubilidad fija. Si no se disuelve, su

solubilidad es cero. El grado en que una sustancia se

disolverá en otra depende de los factores siguientes:

Interacciones soluto-solvente

La tendencia natural de las sustancias a mezclarse

unas en otras se ve afectada por la interacción o

fuerzas de atracción entre las partículas de soluto y

las moléculas de disolvente: cuanto mayor sean las

fuerzas de atracción entre el soluto y el disolvente

mayor será la solubilidad .

Para tal finalidad, las fuerzas intermoleculares de los

componentes de la solución deben ser similares, es

decir, ambos componentes de la solución deben

poseer un carácter polar o no polar (Fig. 4).

Así, el agua al ser una molécula polar puede disolver

compuestos iónicos mediante fuerzas atractivas ión-

dipolo y por medio de puente de hidrógeno, a otros

compuestos polares como el metanol; pero no logra

disolver sustancias no polares como la gasolina, que

es un hidrocarburo.

En general, las sustancias no polares tienden a ser

solubles en solventes no polares y los solutos iónicos

y polares en solventes polares. Los sólidos de red

como el diamante y el cuarzo son insolubles tanto en

solventes polares como no polares a causa de las

intensas fuerzas de enlace dentro de estos sólidos.

Figura 4. Interacciones entre el soluto y el solvente en las soluciones. Las fuerzas de atracción entre el soluto y el solvente en una

solución es lo que permite que sean solubles entre sí. Se establecen fuerzas intermoleculares similares en tipo y fuerza a las existentes

entre las moléculas de soluto entre las moléculas del solvente.

97



SOLUCIONES

Química

Presión

A consecuencia de que los líquidos y los sólidos son

casi incompresibles, la presión tiene poco efecto

sobre su solubilidad. En contraste, tiene un efecto

importante en la solubilidad de los gases ya que ésta

aumenta al incrementar la presión del gas sobre el

solvente.

Para entender mejor este factor, supongamos que

tenemos un gas distribuido entre una fase gaseosa y

una solución (Fig. 5).

Al inicio, las moléculas se encuentran en equilibrio a

una presión determinada (P1), es decir, la velocidad a

la que se mueven las moléculas de la fase gaseosa

para entrar a la solución es igual a las moléculas

disueltas en la solución que escapan a la fase

gaseosa (Fig. 5A). Al adicionarse más presión (P2) y

comprimir el gas (Fig. 5B), las moléculas chocan con

más frecuencia con la superficie del líquido lo que

aumenta la solubilidad del gas en la solución hasta

restablecer el equilibrio.

Temperatura

La temperatura tiene un efecto sobre la solubilidad

de la mayoría de las sustancias. En el caso de solutos

sólidos disueltos en agua, la solubilidad aumenta al

incrementarse la temperatura de la solución, debido

que se incrementa el movimiento de las moléculas

de soluto y de solvente, por lo tanto, aumenta el

número de interacciones, que resulta en una mayor

solubilidad. Por ejemplo, cuando se prepara un té, el

azúcar se disuelve más rápido en agua caliente que

en agua fría.

Caso contario es el de los gases, donde la solubilidad

disminuye al aumentar la temperatura; ya que se

aumenta el movimiento de las moléculas de gas en

la solución, permitiendo que se desprendan a la

superficie como burbujas. Para comprender mejor

este efecto realice junto con sus estudiantes la

Actividad 5.

¿Un gas disuelto en agua?

Los embotelladores aprovechan el efecto de la presión

sobre la solubilidad de los gases, para fabricar bebidas

carbonatadas, como las cervezas y las gaseosas que son

parte del consumo diario. En estos productos el dióxido

de carbono (CO2), se disuelve a presión elevada; para

mantenerlo de esta manera, las bebidas se embotellan

bajo una presión un poco mayor a la presión atmosférica

(1 atm).

Cuando las botellas se abren, la presión del CO2 sobre la

solución se reduce y por lo tanto, la solubilidad del CO 2

disminuye y se desprende de la solución en forma de

burbujas.

Figura 5. Efecto de la presión sobre la solubilidad de un gas.

Cuando se aumenta la presión como en el recipiente de la

derecha, aumenta la rapidez con que las moléculas entran en

la solución, aumentando su solubilidad.

98



SOLUCIONES

Química


CON CALOR NO TENGO COLOR NI CUBIERTA

Material del docente

Agua a temperatura ambiente (cantidad suficiente).1 termómetro.

1 Recipiente pequeño (olla)

para calentar agua.

1 Cocina pequeña.


3 dulces del mismo color (tipo botonetas).

Agua a temperatura ambiente (cantidad suficiente).

Hielo (cantidad suficiente).

3 vasos plásticos transparentes de 170.4 mL (6 oz).

1 hoja de papel bond tamaño carta.

1 probeta de 25 mL o recipiente medidor de volúmenes.

1 plumón permanente.

Procedimiento

1. Pida a sus estudiantes que formen grupos de 4-5 personas.

2. Caliente agua en la olla pequeña hasta 60 °C.

3. Vierta con cuidado 20 mL de agua caliente en un vaso de plástico de cada grupo de estudiantes.

Indíqueles que:

4. Midan 20 mL de agua a temperatura ambiente y viertan en un vaso plástico con hielo.

5. Midan 20 mL de agua a temperatura ambiente y viertan en el último vaso plástico.

6. Coloquen los tres vasos sobre la hoja de papel bond y rotulen cada vaso, utilizando el plumón indicando la temperatura a la

que se encuentra el agua que contiene (caliente, ambiente y fría).

7. Agreguen en cada vaso un dulce al centro de cada vaso al mismo tiempo y observen durante un minuto.

Preguntas a estudiantes:

¿Es la temperatura un factor que afecta la cantidad de colorante del dulce disuelto? ¿Cómo puede saberlo?

¿Qué diferencia hay en el movimiento de las moléculas que están a temperatura ambiente, a temperatura fría y a temperatura

caliente?

Interpretación

El azúcar y el colorante contenidos en la recubierta del dulce, se disuelven o solubilizan más rápido en agua caliente, porque

aumenta el movimiento molecular de solutos y solvente. Este incremento de movimiento permite que la interacción entre el

azúcar y el agua sea mayor y las fuerzas intermoleculares de atracción que rompen los enlaces de las moléculas de azúcar sean más

rápidas, aumentando la solubilidad del azúcar.

99



SOLUCIONES

Química

ÓSMOSIS

Ciertos materiales, incluidas muchas membranas de sistemas biológicos y sustancias sintéticas como el celofán,

son semipermeables Al entrar en contacto con una disolución, estos materiales permiten el paso de algunas

moléculas a través de su red de poros diminutos. Es común que moléculas pequeñas de solventes como el agua

sí puedan pasar, no así moléculas o iones de soluto más grandes.

¿Qué contiene el agua dura?

El agua para uso doméstico, agrícola y para los procesos industriales se

obtiene de represas o de lagos, ríos y fuentes subterráneas de origen

natural. En El Salvador, la Administración Nacional de Acueductos y

Alcantarillados (ANDA), abastece de mantos acuíferos que se encuentran

a más de 150 metros de profundidad. Cuando el agua contiene una altaconcentración de iones calcio (Ca

2+), de iones magnesio (Mg

2+) y otros

cationes (Lección 2), se llama agua dura. Estos iones no representan una

amenaza para la salud en general, pero puede hacer inadecuada el agua

para ciertos usos.

Por ejemplo, estos iones reaccionan con los jabones, formando sales

insolubles (manchas amarillas en las paredes de los baños y lavamanos),

provocando que el jabón haga menos espuma. También, forma depósitos

minerales (incrustaciones), produciendo menor eficiencia en los utensilios

de calentamiento como las cafeteras, debido a la reducción de

transferencia de calor y flujo de agua. La eliminación de estos iones que

endurecen el agua se conoce como ablandamiento. No todos los sitios deabastecimiento requieren este tratamiento. En los que sí es necesario,

son los que abastecen de fuentes subterráneas donde ha tenido contacto

con piedra caliza y otros minerales que contienen Ca2+

, Mg2+

y el ión

hierro II (Fe2+

).

¿Qué contiene la sangre?

La sangre, es una mezcla compuesta por células

sanguíneas (glóbulos rojos, glóbulos blancos y

plaquetas) y por un líquido amarillento llamado

plasma. Aproximadamente, el 55% del volumen

sanguíneo corresponde al plasma y lo que resta,

el 45% a las células sanguíneas.

Con excepción de pocas sustancias como el

oxígeno que se traslada unido a la hemoglobina,

la mayoría de moléculas requeridas por las

células individuales, así como las sustancias de

desecho de estas células, se transportan en la

sangre disuelta en el plasma. Este componente

de la sangre está formado, aproximadamente,

en un 90% por agua (H2O), que actúa como un

solvente polar en el cual se encuentran disueltas

proteínas, gases y sales que poseen diferentes

funciones en el organismo, además de una gran

variedad de sustancias transportadas por la

sangre.

Gracias al transporte de estas sustancias en el plasma, los diferentes sistemas

del organismo realizan sus funciones. Por ejemplo, al transportar desechos

metabólicos como la urea, el sistema excretor la eliminará en los riñones

donde se produce un filtrado de la sangre que da origen a la orina, eliminandodel organismo la urea.

—

100



SOLUCIONES

Química

El proceso espontáneo, por el cual las moléculas de solvente pasan a través de una membrana semipermeable

desde una solución de baja concentración, a una solución de mayor concentración, se conoce como ósmosis.

Si consideramos que una membrana semipermeable separa a dos líquidos de diferentes concentraciones,

solvente y solución respectivamente, en un tubo en U (Fig. 6A), el solvente se moverá a través de la membrana

hacia la solución, hasta alcanzar concentraciones iguales. En consecuencia, los niveles del líquido en los dos

lados se vuelven desiguales. En algún momento, la diferencia de presión causada por la diferencia en las alturas

del líquido en los dos lados, se hace tan grande que deja de haber un flujo neto de solvente (Fig. 6B). Como

alternativa, podríamos aplicar presión a uno de los lados del aparato (Fig. 6C), para detener el flujo neto de

solvente. La presión necesaria para evitar la ósmosis es la presión osmótica de la disolución.

Las grutas, cavernas o cuevas son el resultado de la disolución de la piedra caliza en el agua subterránea ácida.

El agua subterránea natural es, usualmente, ligeramente ácida debido a que disuelve el CO2 proveniente de la

atmósfera o del suelo. La siguiente ecuación representa el proceso de disolución y precipitación de la calcita

(CaCO3), contenida en la piedra caliza, en el agua subterránea:

Figura 6. Proceso de la ósmosis: A. Movimiento del solvente puro o de una solución de baja concentración hacia una de alta

concentración; B. el paso selectivo de las moléculas de solvente, provoca un aumento de volumen en la solución, y C. presión

aplicada para detener la ósmosis (presión osmótica).

INTEGRACIÓN CON… GEOLOGÍA

101



SOLUCIONES

Química

El agua subterránea que contiene una alta concentración de iones calcio e iones bicarbonato, se filtra y gotea

en las paredes y el techo de la cueva (Fig. 7A). A medida va goteando, parte del CO2 disuelto escapa a la

atmósfera de la cueva causando que una cantidad de calcita precipite (se deposite) en el techo de la cueva

(formación de estalactitas). Cuando el agua cae al suelo, se genera más pérdida de CO2 y otra pequeña

cantidad de calcita precipita en el suelo de la cueva (formación de estalagmitas). Este tipo de rocas formadas

por precipitación se conocen como rocas de precipitación por goteo (Fig. 7B).

RESUMEN

Ión calcio Ión

bicarbonato

Creación de cuevas (disolución)

Creación de estalactitas y estalagmitas (precipitación)

Agua

subterránea

Calcita en

piedra caliza

Dióxido de

carbono

A B

Figura 7 . Cuevas formadas por la disolución de piedra caliza: A. El Capulin, Moncagua, departamento de San Miguel. En las paredes de

la cueva se puede observar los estratos que son disueltos por el agua subterránea para la formación de esta cueva. B. Estalactitas y

estalagmitas son observadas en el interior de la cueva El Espíritu Santo ubicada en Corinto, departamento de Morazán.

102



SOLUCIONES

Química

Solución: Son mezclas homogéneas formadas por

dos o más especies químicas que no reaccionan

entre sí y cuyos componentes se encuentran en

una proporción variable.

Solución saturada: Es una solución en la cual no se

disolverá más cantidad de soluto a una presión y

temperatura dada.

Solubilidad: La máxima cantidad de una sustancia

que se puede disolver en una cantidad dada de

disolvente a una temperatura específica.

Soluto: Es el componente de la solución que se

encuentra en menor cantidad.

Solvente: Es el componente de una solución que se

encuentra en mayor cantidad.

Solvatación: Es el proceso mediante el cual las

moléculas de solvente rodean e interactúan con los

iones o moléculas de soluto.


1.

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R. (2004) Química. La ciencia central . México: PearsonEducación.

2.

Chang, R.; Collegue, W. (2003). Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores S.A de C.V.

3.

IES Doña Jimena (s.f.) Disoluciones. Consultado en junio 2011 desde http://goo.gl/SK4Gt

4.

Mancilla, C., Blanco, E., Pérez, S., Castrejón, C., Rosas, T. (s.f.) Propiedades de las soluciones. Consultado en

junio 2011 desde http://goo.gl/jzlPM

5.

Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M. L, Stanley, G. (2008) Chemistry . CENGAGE Learning.

103



SOLUCIONES

Química

1.

La glucosa, uno de los componentes del azúcar,

es una sustancia sólida soluble en agua. La

disolución de glucosa en agua (suero glucosado)

se usa para alimentar a los enfermos cuando no

pueden comer.

En la etiqueta de una botella de suero de 500

mL aparece: “Disolución de glucosa en agua,

concentración 55 gramos por litro”. ¿Cuál es el

disolvente y cuál el soluto de esta solución?

2.

El aire posee cierta cantidad de vapor de agua

en su composición. Si tenemos un aire quecontiene 2 g de vapor de agua por litro de aire, y

si ésta no es la máxima cantidad posible de

vapor de agua que puede contener, podemos

afirmar de ella que se trata de una disolución:

a.

Líquido-gas diluida y no saturada.

b.

Gas-gas concentrada y no saturada.

c.

Líquido-gas concentrada y no saturada.

d.

Gas-gas diluida y no saturada.

3.

Indique el tipo de interacción soluto-disolventeque debería ser la más importante en cada una

de las soluciones siguientes:

a. Tetracloruro de carbono (CCl4) en benceno

(C6H6).

b. Cloruro de calcio (CaCl2) en agua.

c. Etanol (CH3CH2OH) en agua.

4.

El permanganato de potasio (KMnO4), tiene una

solubilidad de 6.4 gramos por cada 100 gramos

de agua a 20 °C. A partir de este dato respondalo siguiente: ¿qué indica el dato de solubilidad?

¿cómo prepararía una solución sobresaturada?

5.

¿Por qué a algunos peces les cuesta respirar en

el agua cuando esta se eleva la temperatura en

los meses de estación seca?

6.

¿Cuál de los siguientes esquemas representa

mejor la apariencia molecular de un compuesto

iónico disuelto en agua?

7.

Enseguida se muestran dos representaciones de

la molécula de glucosa y dos de la molécula de

agua. Explique por qué la glucosa es soluble en

agua.

Glucosa Agua

O

H H


a)

b) c)

104




Los compuestos inorgánicos son parte de los rec

geológicos, de los objetos de uso diario, de mat

primas de uso industrial, parte de la estructuranimales y las plantas, otras cosas. En general

sustancias indispensables para los seres vivos.

DESCRIPCIÓN

Esta lección comienza definiendo a los compu

inorgánicos y sus propiedades; se clasifican lueg

acuerdo con la cantidad de elementos químicoslos conforman.

Finalmente, se estudia cómo nombrar los compu

binarios conociendo primero las reglas de los núm

de oxidación, sistemas de nomenclatura, finaliz

con la nomenclatura de las diferentes clases d

compuestos binarios.

Lección 9. COMPUESTOS INORGÁNICOS

CONTENIDOS

1. Propiedades de compuestos inorgánicos.

2. Clasificación de acuerdo a cantidad de elementos

que contienen.

3. Nomenclatura de compuestos binarios.


1. Usa las propiedades de los compuestos inorgánicos

para identificarlos de una manera cualitativa.

2. Clasifica los compuestos inorgánicos de acuerdo con

la cantidad de elementos que contienen.

3. Aplica las reglas de los números de oxidación para

determinar el estado de oxidación de un elementodentro de una formula química.

4. Escribe de manera correcta la fórmula química de

compuestos inorgánicos iónicos.

5. Utiliza los tres sistemas de nomenclatura para

nombrar compuestos binarios.

PALABRAS CLAVE

Compuestos inorgánicos, compuestos binarios, compuestos

ternarios, compuestos cuaternarios, nomenclatura química.



COMPUESTOS INORGÁNICOS Química

1.

PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS

INORGÁNICOS

os compuestos inorgánicos (Lección 6), son

asociaciones de átomos de distinta naturaleza

en proporciones fijas, en la cual, el carbono no

es el principal elemento. En estas sustancias, sus

propiedades o características variarán de acuerdo al

enlace que los forma (Lección 5).

Algunas de las propiedades con las cuales podemos

identificar de manera cualitativa a los compuestos

inorgánicos son:

El estado físico en el que se encuentran puede ser

sólido, líquido o gaseoso.

Presentan como enlace más frecuente el iónico.

Sus puntos de fusión y ebullición son altos.

La mayoría son inodoros.

Por lo general se disuelven en agua.

Son buenos conductores de electricidad.

Sus reacciones son rápidas.

Poseen bajos pesos fórmula o moleculares.

Por lo general no entran en combustión.

2. CLASIFICACIÓN

Los compuestos inorgánicos se pueden clasificar de

acuerdo con la cantidad de elementos químicos que

contienen, en binarios, ternarios y cuaternarios.

Los compuestos binarios resultan de la combinación

de dos elementos distintos. Estos pueden clasificarse

a su vez en:

1.

Iónicos: Son los compuestos que contienen un

metal y un no metal. Ejemplos comunes son la sal

de mesa (NaCl) y la cal (CaO). Otros ejemplos son

el mineral fluorita (CaF2) y el óxido férrico (Fe2O3).

Las estructuras de estos compuestos se pueden

observar en la figura 1.

2.

Moleculares: Están formados por dos elementos

no metálicos. Por ejemplo, el dióxido de carbono

(CO2) y el agua (H2O).

3. Ácidos: Son soluciones acuosas de sustancias que

contienen al elemento hidrógeno y un no metal,

por ejemplo el HCl, H2S, HBr, etc.

L


IDENTIFICANDO SUSTANCIAS QUE SON INORGÁNICAS

Materiales

Sal de mesa, azúcar, bicarbonato de sodio, alcohol, glicerina, vinagre, cal, agua, una cuchara de plástico, una probeta de 10 mL o un

recipiente medidor de volúmenes, siete vasos plásticos transparentes de 6 oz.; una cuchara de meta y fósforos o encendedor (sólo

manejados por los docentes).

Procedimiento

1. Pida al estudiantado que formen grupos de cuatro o cinco personas.

2. Tome una cucharada de sal con la cuchara de metal y trate de hacerla arder con los fósforos. Realice lo mismo con las otras

sustancias lavando antes la cuchara.

3. Proporcione a los estudiantes cada una de las sustancias sin identificación (sin nombre). Indique a los estudiantes que:

4. Coloquen, utilizando la cuchara de plástico, una cucharada de cada una de las sustancias sólidas en un vaso plástico y alrededor

de 20 mL de las sustancias líquidas. Lavar tanto la cuchara como la probeta cuando realicen la medición de una nueva sustancia.

5. Huelan cada sustancia llevando los vapores de éstos hacia su nariz con la mano (no permitir que los huelan directamente).

6. Agreguen agua en cada vaso hasta la mitad de éste y disolver la sustancia que contiene.

Pregúnteles: ¿cuáles sustancias son inorgánicas? ¿Por qué?

106




Los compuestos ternarios son los conformados por tres elementos

diferentes. Se subdividen en:

1.

Iónicos: Conformados al menos por un metal y dos no metales.

Algunas sustancias de este tipo de compuesto son el fosfato de

calcio (Ca3(PO4)2) presente en huesos y dientes y sosa (Na2CO3).

2.

Ácidos: Son aquellas sustancias en solución acuosa conformadas

generalmente por el elemento hidrógeno, oxígeno y un no metal.

Por ejemplo, el ácido de baterías (H2SO4) y un ingrediente de

ciertas bebidas gaseosas, el ácido fosfórico (H3PO4). En algunas

ocasiones, están formados por hidrógeno, oxígeno, un metal de

transición y un no metal; un ejemplo de ello es el ácido crómico

(H2CrO4), usado en el cromado de metales.

Finalmente, los compuestos cuaternarios son los que contienen

cuatro elementos diferentes. Un ejemplo con el que posiblemente

está familiarizado es el bicarbonato de sodio (NaHCO3).

3. NOMENCLATURA DE COMPUESTOS BINARIOS

La Nomenclatura Química se ocupa de nombrar y de formular, de

forma sistemática, a las sustancias químicas. Los nombres asignados

están estrechamente relacionados con su composición, estructura y

clasificación. Dado que los átomos de los diferentes elementos,

cuando se combinan entre sí, no presentan la misma capacidad de

combinación, es necesario conocer el estado de oxidación de los

elementos que conforman al compuesto.

Números de oxidación

En la lección 2 aprendió que cada átomo de un compuesto se

caracteriza por un estado de oxidación, por los electrones ganados o

perdidos (totalmente en los compuestos iónicos o parcialmente en

los covalentes) con respecto al átomo aislado. El número que indica

este estado se llama número de oxidación del elemento en dicho

compuesto.

Para asignar el número de oxidación a cada átomo en una especie

química, se emplea un conjunto de reglas, que se pueden resumir

del modo siguiente:

Figura 1. Ejemplos de compuestos binarios

iónicos. De arriba abajo: sal, cal, fluorita y

óxido férrico.

107




1.

El número de oxidación de todos los elementos

libres es cero, en cualquiera de las formas en que

se presenten: Ca, He, N2, P4, etc. Esto sucede

porque los elementos químicos en su estado libre

no están combinados y en moléculas con átomos

iguales, N2, H2, etc., los electrones del enlace están

compartidos equitativamente y no puede asignar

a ninguno de los átomos una carga.

2.

El número de oxidación de cualquier ión mono

atómico es igual a su carga eléctrica. Así, para S2-,

Cl-, Na+, K+ y Zn2+ son, respectivamente, -2, -1, 0,

+1 y +2, que coinciden con sus respectivas cargas

eléctricas.

3.

El número de oxidación del H en sus compuestos

es +1, excepto cuando se combina con metales,

que es -1. En este caso, el hidrógeno cuando se

combina intenta adquirir la configuración del helio

(regla del dueto); haciéndolo de dos maneras, de

acuerdo al tipo de elemento con el que se

combina. Cuando es un no metal, estos poseen

mayor electronegatividad (Lección 5), dándose un

enlace covalente en el cual el hidrógeno adquiere

una carga parcial de +1. Cuando se combina con

un metal, se da un enlace iónico y es el metal

quien transfiere un electrón al hidrógeno dándole

una carga de –1 (Na+ H-).

4. El número de oxidación del O en sus compuestos

es -2, excepto en los peróxidos, que es -1.

5.

El número de oxidación de los metales alcalinos es

siempre +1 (por ejemplo, K+), debido a que para

completar su octeto (Lección 2), deben perder el

electrón que poseen en su capa de valencia.

6.

El número de oxidación de los metales que son

alcalinotérreos es siempre +2 (por ejemplo Ca+2).

Al igual que los elementos del grupo I, los metales

alcalinotérreos para adquirir configuración de gas

noble deben perder electrones; en este caso, los 2

que contienen en su capa de valencia, lo que hace

que adquieran una carga de +2.

7.

El número de oxidación del F en sus compuestos

es siempre -1. No obstante, para los demás

halógenos varía desde ±1 a +7, siendo positivo

−

PROBLEMA 1

Resuelva, solicitando la participación de sus

estudiantes, los siguientes ejercicios:

1. Calcular el estado de oxidación del carbonoen el compuesto dióxido de carbono

CO2

Paso 1: -2 (número de oxidación del O)

Paso 2: 2(-2) = -4

Paso 3: C + (-4) = 0

C = +4

Estado de oxidación del C: +4

2. Calcular el estado de oxidación del azufre en

el ácido sulfúricoH2SO4

Paso 1: +1 (número de oxidación del H) y -2

(número de oxidación del O)

Paso 2: 2(+1) = +2

4(-2) = -8

Paso 3: +2 + S + (-8) =0

S = -2 + (+8)

Estado de oxidación del S: +6

3. Calcular el estado de oxidación del Mn en elión permanganato

Paso 1: -2 (número de oxidación del oxígeno)

Paso 2: 4(-2) = -8

Paso 3: Mn + (-8) = -1

Mn = +8 + (-1)

Estado de oxidación del Mn: +7

4. Calcular el estado de oxidación del azufre en

el trióxido de azufre:SO3

Paso 1: -2 (número de oxidación del O)

Paso 2: 3(-2) = -6

Paso 3: S + (-6) =0

S = +6

Estado de oxidación del S: +6

108




cuando se combina con el oxígeno o con otro

halógeno más electronegativo.

8.

La suma algebraica de los números de oxidación

de los átomos de una molécula es cero y, si se

trata de un ión, será igual a la carga del ión.

Con los pasos que a continuación se presentan,

puede determinar el estado de oxidación de un

elemento en una formula química:

Paso 1: Escribir el número de oxidación que se

conozca.

Paso 2: Multiplicar cada número de oxidación por

el número de átomos del elemento químico en el

compuesto.

Paso 3: Escribir una ecuación que indique la suma

de los números de oxidación en el compuesto.

Escritura de fórmulas químicas

Al escribir las fórmulas químicas de compuestos

iónicos, los cationes (metales) se escriben primero

y los aniones (no metales) al final. Si los iones de la

sustancia tienen la misma carga, la fórmula

contiene un átomo de cada ión:

Na+ y Cl- se combinan para formar NaCl

Na+ Cl- = NaCl

Mg2+ y S2- se combinan para formar MgS

Mg2+ S2- = MgS

Cu+ y OH- se combinan para formar CuOH

Cu+ (OH)- = CuOH

Por otro lado, si las cargas no son iguales, se deben

equilibrar las cargas positivas y las negativas utilizando la regla de cruz. En esta regla, se cruza la

carga de cada ión para escribir el número de

átomos de cada elemento químico que contendrá

la fórmula del compuesto. Así, la carga de un ión

pasa a ser el subíndice del otro ión. Por ejemplo:

Ca2+ y Cl- se combinan para formar CaCl2

Ca2+ Cl- = CaCl2

Al3+ y O2- se combinan para formar Na2O

Al3+ O2- = Al2O3

H+ y − se combinan para formar H3PO4

H+ (PO4)3- = H3PO4

Sistemas de nomenclatura

Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para poder

nombrar compuestos químicos inorgánicos:

1.

Nomenclatura sistemática. Para nombrar de

este modo se usan prefijos numéricos, excepto

para indicar que el primer elemento de la

fórmula sólo aparece una vez (mono) o cuando

no puede haber confusión posible debido a que

tenga una única valencia (Tabla 1).

¿El polvo de hornear también apaga el fuego?

El bicarbonato de sodio (NaHCO3), se usa principalmente

en la repostería como polvo de hornear, donde reacciona

con otros componentes para liberar CO2, ayudando a la

masa a elevarse, dándole sabor y volumen. Los

compuestos ácidos que inducen esta reacción incluyen

bitartrato de potasio (KC4H5O6, también conocido como

crema de tártaro), jugo de limón, yogur, ácido acético

(C2H4O2). Este mismo compuesto que conforma al polvode hornear se encuentra en algunos extintores de fuego,

ya que puede ayudar en el manejo inicial de incendios

eléctricos o por grasa en la cocina, ya que cuando el

NaHCO3 se calienta, emite CO2, lo que ayuda a apagar las

llamas; es decir, que el CO2 proveniente del NaHCO3 que

ayuda a darle volumen a la repostería también puede

ayudar a extinguir el fuego.

109




Tabla 1. Prefijos griegos utilizados en la nomenclatura

sistemática

Prefijos Número

mono- 1

di- 2

tri- 3

tetra- 4penta- 5

hexa- 6

hepta- 7

octa- 8

nona- (o eneá) 9

deca- 10

2. Nomenclatura stock o IUPAC : En este caso,

cuando el elemento que forma el compuesto

tiene más de una valencia, se indica en númerosromanos al final y entre paréntesis.

Normalmente, a menos que se haya simplificado la

fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del

otro átomo.

3.

Nomenclatura tradicional : Aquí se indica la

valencia del elemento que forma el compuesto

con una serie de prefijos y sufijos. En adelante,

cuando sólo tiene una valencia se usa el sufijo

-ico, cuando tiene dos valencias diferentes se

usan (de menor a mayor valencia): -oso e -ico. Si

tiene tres distintas valencias se usan (de menor

a mayor):

Prefijo Sufijo

hipo- -oso

-oso

-ico

Y cuando tiene cuatro se utilizan (de menor a

mayor):

Prefijo Sufijo

hipo- -oso

-oso

-ico

per- -ico


BLOQUES INORGÁNICOS

Materiales

Cuatro bloques de cartulina o cartoncillo de una, dos y tres entradas (como el de la derecha) y cuatrobloques de uno, dos y tres puntas (como el de l como el de l

Procedimiento

Tomando en cuenta las reglas de oxidación indique a los estudiantes que:

1. Los bloques de una punta representan elementos con estado de oxidación +1 (metales alcalinos), los de 2, con estado de

oxidación +2 (alcalino térreos) y los de 3, iones boro y aluminio. Escribir estas cargas sobre cada bloque, según corresponda.

2. Los bloques de una entrada a los elementos con estado de oxidación -1 (halógenos), los de 2 elementos con estado de

oxidación -2 (grupo 16) y los de 3 iones fósforo y arsénico. Escribir estas cargas sobre cada bloque, según corresponda.

3. Formen las siguientes combinaciones: litio con flúor, calcio y azufre, boro y fósforo, potasio y oxígeno, aluminio y bromo;

sodio, estroncio y arsénico, hidrógeno y yodo, bario y cloro, aluminio y azufre.

4. Traten de que las piezas queden bien unidas y que no quede ni un espacio sin pieza a la que se acople.

5. Escriba las fórmulas de los compuestos que formaron.


110

http://es.wikipedia.org/wiki/Valencia_at%C3%B3mica

http://es.wikipedia.org/wiki/Valencia_at%C3%B3mica




Nomenclatura de compuestos binarios

Para nombrar, clasificar y escribir los compuestos químicos correctamente, se utilizan los sistemas de normas y

reglas arriba descritos. A continuación, se presenta cómo nombrar a los compuestos binarios de acuerdo con

familias o grupos.

Hidruros

Hidruros metálicos. Son compuestos binarios formados por hidrógeno con un metal. Se nombran con la

palabra hidruro. Su fórmula general es MHx (x=valencia del metal) La nomenclatura stock es la más

frecuente:

EjemploNomenclatura

sistemática

Nomenclatura

IUPAC

Nomenclatura

tradicional

KHmonohidruro de

potasio

hidruro de

potasiohidruro potásico

NiH3 trihidruro de níquelhidruro de

níquel (III)hidruro niquélico

PbH4

tetrahidruro de

plomo

hidruro de

plomo (IV)hidruro plúmbico

Hidruros no metálicos. Son aquellos compuestos binarios constituidos por hidrógeno y un no metal. El

hidrógeno siempre usa valencia 1-. Hay varios de ellos que tienen nombres especiales mucho más usados

que los sistemáticos:

HidrácidosSon aquellos hidruros no metálicos que forman disolución ácida en agua, se nombran de forma diferente según

si están disueltos o en estado puro. Son los formados con S, Se, Te, F, Cl, Br, I. Si están puros se nombran de la

forma -uro de hidrógeno y si están disueltos ácido -hídrico.

Ejemplo Nombre más usado

NH3 amoníaco o trihidruro de nitrógeno

PH3 fosfina o trihidruro de fósforo

BH3 borano o trihidruro de bario

AsH3 arsina o trihidruro de arsénico

SbH3 estibina o trihidruro de antimonio

CH4 metano o tetrahidruro de carbono

SiH4 silano o tetrahidruro de silicio

H2O agua o dihidruro de oxígeno

111




Óxidos

Óxidos básicos. Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal. Su fórmula general es

M2Ox, y si la valencia del metal es par, se simplifica. La nomenclatura stock es la más frecuente.

Ejemplo Nomenclatura sistemática Nomenclatura IUPAC Nomenclatura tradicional

K2O monóxido de dipotasio óxido de potasio óxido potásico

Fe2O3 trióxido de dihierro óxido de hierro (III) óxido férricoFe3O4 tetraóxido de trihierro óxido de dihierro (III) e hierro (II) óxido ferroso diférrico

SnO2 dióxido de estaño óxido de estaño (IV) óxido estánnico

En algunos óxidos llamados óxidos dobles (Fe3O4, Pb3O4), los átomos del elemento que forma el óxido tienen

diferente valencia (FeIIFeIII2O4=Fe3O4).

Óxidos ácidos o anhídridos. Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Su

fórmula general es N2Ox (N es el no metal), si se puede se simplifica. En este caso, la nomenclatura

tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido a excepción de un par de óxidos de nitrógeno

como se muestran más adelante. La nomenclatura sistemática es la más frecuente.

EjemploNomenclatura

sistemáticaNomenclatura IUPAC Nomenclatura tradicional

F2O monóxido de diflúor óxido de flúoranhídrido hipofluoroso (excepción de la norma general de la

nomenclatura tradicional)

SO3 trióxido de azufre óxido de azufre (VI) anhídrido sulfúrico

Cl2O7 heptóxido de dicloro óxido de cloro (VII) anhídrido perclórico

En el caso de los óxidos de nitrógeno, la nomenclatura tradicional es peculiar:

Sales binarias

Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de los hidrácidos por un metal. También hay otros no metales que

forman sales iónicas como el boro, el silicio y el nitrógeno. Su nombre empieza por el no metal terminado en

-uro. La nomenclatura stock es la más frecuente.

Ejemplo En estado puro En disolución

HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico

HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico

HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico

HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico

H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico

H2Se seleniuro de hidrógeno ácido selenhídrico

H2Te telururo de hidrógeno ácido telurhídrico

N2O óxido nitroso

NO óxido nítrico

N2O3 anhídrido nitroso

NO2 peróxido de nitrógeno

N2O5 anhídrido nítrico

112




Ejemplo Nomenclatura sistemática Nomenclatura stock Nomenclatura tradicional

CaF2 difluoruro de calcio fluoruro cálcico

FeCl3 tricloruro de hierro cloruro de hierro (III) cloruro férrico

CoS monosulfuro de cobalto sulfuro de cobalto (II) sulfuro cobáltico

Peróxidos. Son aquellos compuestos binarios que contienen el Grupo peroxo (-O-O-), es decir, O22-

. Senombran con la palabra peróxido tanto en nomenclatura stock como en la tradicional, la sistemática sigue la

regla general de los prefijos numéricos. Se los suele reconocer en la fórmula en que aparentemente el

oxígeno sólo tiene valencia 1. El grupo peróxido no se simplifica si de esta forma sólo apareciese un átomo

de oxígeno en la fórmula, como ocurre en el agua oxigenada, que también es un nombre especial que no

sigue las reglas normales de la nomenclatura tradicional.

Ejemplo Nomenclatura

H2O2 peróxido de hidrógeno

CaO2 peróxido de calcio o cálcico

ZnO2 peróxido de zinc

Superóxidos. También llamados hiperóxidos, son compuestos binarios que contienen el grupo superóxido

O2-. Aparentemente el oxígeno (que siempre tiene número de oxidación 2) tiene como número de oxidación

-½. Se nombra como los peróxidos tan sólo cambiando peróxido por superóxido o hiperóxido.

Ejemplo Nomenclatura

KO2 superóxido o hiperóxido de potasio

CaO4 ó Ca(O2)2 superóxido de calcio

CdO4 superóxido de cadmio

PROBLEMA 2.

Complete la siguiente tabla escribiendo las fórmulas de los compuestos que se forman al combinar los

diferentes iones o escribiendo los iones a partir de la fórmula según corresponda, y escriba el nombre de los

compuestos de acuerdo con la nomenclatura stock.

F- O2- Nombre del compuesto

Cu2+ CuF2

Cr+3 Cr2O3


NOMENCLATURA QUÍMICA

Materiales

Cuadernos de apuntes y lápiz.

Procedimiento

Indique a sus estudiantes que nombren por los tres sistemas de nomenclatura los compuestos que formó en la Actividad 2.

113




¿Cómo se forma y se desgasta el suelo?

El suelo es una capa delgada que cubre la superficie terrestre y constituye el medio de sustento y sujeción para

los vegetales. Está formado por materiales obtenidos tras un proceso de alteración de la roca madre

(componentes inorgánicos) y por las sustancias procedentes de la descomposición de la materia orgánica

(componentes orgánicos). Las etapas de formación de un suelo (Fig. 3), en general, son las siguientes:

La fracción mineral del suelo deriva directamente de material original y está constituida por fragmentos de

este, unidos a sus productos de transformación, generados en el propio suelo. Este conjunto de componentes

representa lo que podría denominarse el esqueleto mineral del suelo y entre estos componentes sólidos se

destacan: silicatos, arcillas, óxidos e hidróxidos de hierro y aluminio, carbonatos, sulfatos, cloruros y nitratos.

En general, los suelos se componen de silicatos con complejidades que varían desde la del sencillo óxido de

silicio (cuarzo, SiO2) hasta la de los silicatos de aluminio hidratados, muy complejos, encontrados en los suelos

arcillosos. Los elementos del suelo más importantes para la nutrición de las plantas incluyen el fósforo, el

azufre, el nitrógeno, el calcio, el hierro y el magnesio.

Algunos de estos minerales se descomponen hasta llegar a formar partículas extremadamente pequeñas. Las

reacciones químicas que ocurren reducen el tamaño de estas partículas hasta que no se pueden ver a simple

vista. Las partículas más pequeñas se llaman coloides y actúan como sustancias amortiguadoras, adsorben

metabolitos tóxicos y antibióticos, inmovilizan cationes orgánicos, protegen físicamente a microorganismos

(hábitat), adsorben los elementos nutritivos, constituyen el cemento de los agregados más o menos gruesos

(naturaleza física), confieren al suelo su estructura de la cual, van a depender sus relaciones con el aire y con el

agua y confieren al suelo sus propiedades de elasticidad, plasticidad, consistencia. Los coloides son los

responsables de la reactividad química del suelo y su uso.

INTEGRACIÓN CON… GEOLOGÍA

Figura 3. Etapas de formación del suelo con respecto al tiempo.

114




Los minerales del suelo en forma coloidal, poseen cargas negativas con las que atraen los cationes que

adsorben sobre la superficie (Fig. 4). Estos cationes son esenciales para la nutrición de las plantas. Las plantas

liberan iones hidronio de sus raíces ocurriendo el fenómeno conocido como “intercambio catiónico”, donde los

iones hidronio reemplazan a los cationes adheridos al coloide, pasando éstos al interior de la planta donde son

utilizados ya sea como parte estructural de la planta o en su metabolismo.

En contraste, la meteorización o desgaste es la descomposición y la desintegración de rocas y minerales en la

superficie de la tierra. Este proceso implica poco o ningún movimiento de las rocas descompuestas y minerales,

por lo que este material se acumula. La erosión es la eliminación del degradado de rocas y minerales por

movimiento agua, viento, glaciares y gravedad. Luego de que los fragmentos de rocas y minerales han sido

erosionados de su lugar de origen, pueden ser transportados por los mismos agentes de erosión para que de

forma eventual puedan ser depositados.

Estos procesos de desgaste, erosión, transporte y sedimentación, son los responsables de modificar la

superficie terrestre; siendo transformaciones naturales que afectan sus propiedades y capacidad de uso, por lo

que hay que realizar un adecuado manejo de éste para conservarlo. En nuestro país tenemos un problema

grave de erosión y pérdida de suelos cultivables, debido a la alta deforestación. Con el aumento de lluvias

debido al Cambio Climático, se ha empeorado la situación, perdiendo cada vez más los suelos que pueden ser

utilizados para la agricultura, colocando al país cada vez más en riesgo de una crisis alimentaria.

Figura 4. Intercambio catiónico entre la raíz y los coloides del suelo.

´

115




RESUMEN

Compuesto inorgánico: Cualquier sustancia en la

cual dos o más elementos, distintos de carbono, se

combinan casi siempre en proporciones definidas.Existen excepciones de algunos compuestos que

contienen carbono, pero carecen de enlaces C-C

(por ejemplo, carbonatos, cianuros).

Compuesto binario: Constituidos por átomos de

dos elementos distintos unidos entre sí mediante

algún tipo de enlace.

Compuesto ternario: Son las sustancias químicas

formadas por tres clases distintas de átomos.

Compuesto cuaternario: Son aquellos compuestos

formados por cuatro tipos de elementos diferentes.

Nomenclatura química: Sistema de normas y reglas

utilizado para nombrar, clasificar y poder escribir

los compuestos químicos correctamente.


1.

Corwin, Charles. Introductory Chemistry: Concepts and Critical Thinking. Pearson Education.2.

Grimaldi, D., Gutiérrez, X. (2007) CUADERNO DE APUNTES: QUÍMICA INORGÁNICA Nivel IV . Programa

Jóvenes Talentos.

3.

Katz, David, Formula writing and nomenclature of inorganic compounds, Consultado en julio 2011 desde

http://goo.gl/WZxw4

4.

Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M.L., Stanley, G. (2008). Chemistry. CENGAGE Learning.

116

http://goo.gl/WZxw4

http://goo.gl/WZxw4




1. Determina el número de oxidación para el elemento subrayado en cada una de las siguientes fórmulas:

a.

BaCO3

b.

PCl5

c.

K2Cr2O7 d.

ClO4-

2.

Escriba las fórmulas de los compuestos que se forman al combinar los diferentes iones de la tabla

Br- O-2 NO3- PO4

-3 CO3-2

K+

Mg+2

3.

Clasifica los siguientes compuestos como binario, terciario o cuaternario:

4.

Indica qué tipo de compuesto binario es cada una de las siguientes sustancias de acuerdo con su fórmula

química:

a.

PBr3 b. COc. AsF3 d. PH3

5.

Completa la siguiente tabla:

Fórmula N. sistemática N. stock N. tradicional

AuH3

Na2O

Hidruro de plomo (II)

Monóxido de diflúor

Cloruro férrico

KBr


117



Lección 10. COMPUESTOS ORGÁNICOS

CONTENIDOS

1.

Hibridación del átomo de carbono.

2. Características generales de los compuestos

orgánicos.

3.

Estereoquímica.

4.

Hidrocarburos.

5.

Grupos funcionales.

6.

Biomoléculas.


1.

Reconoce las diferentes hibridaciones del átomo de

carbono de acuerdo con los enlaces que posee.

2.

Reconoce las características generales de los

compuestos orgánicos y las usa para reconocerlos.

3.

Construye modelos moleculares e identifica si la

sustancia es quiral o aquiral.4. Clasifica los hidrocarburos en alcanos, alquenos,

alquinos o aromáticos.

5.

Identifica los grupos funcionales en una molécula

orgánica y conoce las propiedades que le confiere.

6.

Describe la composición y las funciones de las

biomoléculas.

PALABRAS CLAVE

Hibridación, enlace sigma, enlace pi, aquiral, quiral,

hidrocarburos, grupos funcionales, proteínas, lípidos,

carbohidratos, ácidos nucleicos.


Los compuestos orgánicos son los constituye

principales de los productos que consumimos a d

tanto naturales (azúcares, lípidos, etc.), como

productos sintéticos (plásticos, insecticidas,

Además, los compuestos orgánicos forman parte

composición de los organismos vivos con funci

relevantes como el ADN y las enzimas.

DESCRIPCIÓN

La lección comienza explicando las hibridaciones

adquiere el carbono para poder enlazarse y form

gran diversidad de compuestos orgánicos existe

Luego, se enumeran las características generale

estos compuestos y se instruye en el estudio de e

moléculas en tres dimensiones. Se continúa co

clasificación de los compuestos orgánicos y los gr

funcionales que pueden poseer para finalizar co

reconocimiento de estos grupos en las biomolécul



COMPUESTOS ORGÁNICOS

Química

1.

HIBRIDACIÓN DEL ÁTOMO DE CARBONO

omo estudió en las lecciones 2 y 3, los átomos

tienden a perder, ganar o compartir sus

electrones de valencia de tal manera que

cada uno obtiene un total de 8 electrones en su nivel

energético más exterior, para alcanzar la estructura

electrónica de gas noble (regla del octeto).

En el caso del carburo de titanio (TiC), el carbono

gana los 4 electrones que el titanio pierde, es decir,

que el titanio le transfiere para formar el compuesto

químico utilizado en la fabricación de maquinarias y

herramientas (Fig. 1).

Figura 1. Materiales, repuestos automotrices o ambos, hechos

de TiC.

Pida a sus estudiantes que dibujen el diagrama deorbitales de estos dos átomos en su cuaderno y

subrayen con el marcador la capa de valencia. Una

vez que realizaron los diagramas pregunte ¿cuántos

electrones de valencia tiene el Ti y el C? ¿Cuántos

electrones necesitan cada uno para completar su

octeto? ¿Qué tipo de enlace forma el TiC?

Después, indíqueles que escriban los esquemas de

formación de iones según corresponda y pregúnteles

¿por qué son 4 electrones los que el titanio transfiere

al carbono? Luego, proponga un nuevo caso, el del

metano (CH4). Para ello solicite a estudiantes pasen

hacia al frente para simular ser esta molécula.

Un estudiante se ubicará al centro para simular ser el

átomo de carbono y los demás serán los hidrógenos.

Indíqueles que intenten formar la estructura del

metano si cada uno de sus brazos es un electrón que

ayuda a formar un enlace. Posteriormente plantee

las siguientes interrogantes ¿cómo podrían formar la

molécula del metano si sólo tienen dos brazos? ¿Qué

tipo de enlace posee el metano (CH4 )? ¿Cómo forma

el carbono este enlace?

Pida que recuerden los electrones de valencia del

carbono que subrayaron en el diagrama de orbitales,

que intenten explicar cómo completaría su octeto el

carbono utilizando esos 4 electrones para enlazarse

con 4 hidrógenos y que dibujen en su cuaderno la

estructura de Lewis para este compuesto (Fig. 2).

A continuación pregunte ¿de qué manera se llegó a

ese arreglo con la estructura de Lewis, si el orbital 2s

ya tiene 2 electrones? ¿Cómo se enlazan los orbitales

del carbono con cada hidrógeno?

Figura 2. Representaciones del enlace C-H en el metano. A la

izquierda la estructura de Lewis del metano y a la derecha su

representación mediante líneas.

C

ACTIVIDAD 1.

A medida desarrolla el contenido, llevará a cabo ésta actividad con los estudiantes. Para ello puede formar grupos de cuatro

integrantes al inicio de la clase.

Materiales: Cinco bolas pequeñas de durapax pintadas de negro, 12 bolitas de durapax sin pintar, cartoncillo, palillos de dientes,

transportador, tabla periódica, cuaderno de apuntes, marcador rojo y lápiz.

119




Química

Hibridación sp3

Al formar el metano, el carbono utiliza los orbitales

2s y 2p para traslaparlos con el orbital 1s de cada

hidrógeno. Sin embargo, esto no es posible realizarlo

con los orbitales en su estado puro.

Para generar esta molécula, lo que sucede es que los

orbitales del átomo de carbono se combinan para

crear nuevos orbitales llamados orbitales híbridos

mediante un proceso llamado hibridación. En esta

hibridación, se combinan el orbital 2s con los tres

orbitales 2p, mediante la promoción de un electrón

del orbital 2s hacia el orbital vacío 2pz.

Este proceso produce 4 orbitales nuevos llamados

orbitales sp3 que poseen el mismo nivel de energía y

un electrón cada uno (Fig. 3). Al poseer 4 orbitales, el

carbono ahora sí es capaz de enlazarse con los

cuatro hidrógenos por un enlace covalente simple

(Lección 3). A cada uno de estos enlaces simples se le

llama enlace sigma (enlace σ).

Pida a sus estudiantes que utilizando una bola de

durapax negra (átomo de carbono), cuatro blancas

(átomos de hidrógeno) y palillos de dientes, puedan

realizar una estructura tridimensional de la molécula

de metano (modelo molecular).

Pregúnteles ¿por qué creen que el ángulo entre los

enlaces de la estructura que hicieron es la mejor?

¿Cuál sería el ángulo de enlace que permita a los

electrones estén lo más separados posible?

Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de

la Capa de Valencia (RPECV)

Una forma de explicar los ángulos de enlace es

mediante la RPECV, la cual indica que los pares de

electrones de los enlaces, se repelen unos a otros,

así como los electrones y pares solitarios que se

hallen alrededor del átomo central; generalmente

están separados formando un ángulo lo más grande

posible.

Retomando el caso del carbono cuando se enlaza

con cuatro átomos, un ángulo de 109.5° es la mayor

separación posible de los cuatro pares de electrones

contenidos en los enlaces sigma, crenado estructuras

tetraédricas. Así, el metano tendrá ángulos de enlace

de 109.5° (Fig. 4).

Figura 3. Esquemas de hibridación sp3 del carbono. Arriba, proceso de hibridación de los orbitales puros para formar los orbitales sp

3.

Abajo, representación de la promoción del electrón del subnivel 2s al 2p.

Estado de transición

Orbitales sp3

Estado basal Estado hibridado

E n e r g í a

+ + +

Orbitales sp3

Orbitales puros

Pz p

y

px s

120




Química

Una vez aclarado el ángulo de enlace, sus estudiantes pueden corregir su modelo molecular e intentar aplicar

un proceso similar para el etileno que posee la fórmula C2H4, tomando en cuenta la teoría RPECV y pregunte¿cómo están unidos los átomos entre sí, es decir, qué átomo va enlazado con cuál? ¿Cada carbono tendrá

siempre cuatro enlaces?

Hibridación sp2

La combinación de un orbital s con dos orbitales p da un conjunto de tres orbitales híbridos sp2 (Fig. 5). Los

ángulos de enlace asociados a esta disposición son aproximadamente de 120°. El orbital p puro que sobra es

perpendicular al plano que forman los tres orbitales híbridos.

Figura 5. Esquemas de hibridación sp2 del carbono. Arriba se representa la combinación de los orbitales para formar los orbitales

híbridos sp2 y, abajo, el proceso que conduce a este tipo de hibridación.

Entonces, en la molécula del etileno, cada carbono debe tener tres enlaces sigma formados por orbitales

híbridos sp2 con una geometría trigonal que se enlazan a los hidrógenos y a un carbono (Fig. 6). El orbital p puro

sin hibridar será perpendicular a estos orbitales híbridos sp2 y paralelo al orbital p puro sin hibridar del segundo

átomo de carbono.

Figura 4. Diferentes representaciones del metano

(realizadas con orbitales sólidos y con límites porrazones didácticas). El metano tiene geometría

tetraédrica, al usar cuatro orbitales híbridos sp3

que forman enlaces sigma con los cuatro átomos

de hidrógeno.

Enlace

C-H

+ + +

pz Orbitales sp2

pypxs

E

e r

í

Estado basal Estado de transición Estado hibridado

2s

2px 2py 2

2s

2px

2py

2pz

Orbital p puroOrbitales sp2

121




Química

El solapamiento de estos dos orbitales p produce un enlace pi (π, enlace doble) que se encuentra situado por

encima y por debajo del enlace sigma (Fig. 6).

Figura 6. Representaciones del eteno o etileno (C2H4). En este compuesto, los átomos de carbono poseen una hibridación sp 2, con

ángulos de enlace trigonales de aproximadamente 120°.

Sugiera a los estudiantes elaborar el orbital p puro de cada carbono con el cartoncillo para completar, corregir

o ambos, su modelo del etileno. Teniendo en cuenta lo aprendido hasta el momento, propóngales realizar un

tercer modelo con la molécula de acetileno (C2H2).

Hibridación sp

La adición de un orbital s y un orbital p da lugar a dos orbitales híbridos sp (Fig. 7), con ángulos de enlace de

180°.

Figura 7 . Esquemas de hibridación sp del carbono, representados mediante la combinación de orbitales (arriba) y por diagrama de

orbitales que denotan los estados que se dan durante este proceso (abajo).

En el acetileno, cada carbono tiene dos enlaces sigma formados por su orbital híbrido sp en una geometría

lineal, unidos, cada uno, a un átomo de hidrógeno y al segundo carbono. Los dos orbitales p puros sin hibridar

de los átomos de carbono, son perpendiculares a su orbital híbrido sp y son paralelos a los orbitales p puros sin

hibridar del segundo carbono.

E

e r

í

+

pxs

+ +

pz Orbitales sp

py

2s

2px 2py 2pz

2s

2px 2py 2pz

Orbitales p purosOrbitales sp

Estado basal Estado de transición Estado hibridado

Enlace C-C

Mitad

enlace

Enlace

Enlace

122




Química

Por ejemplo, el alcohol etílico o etanol y el éter

dimetílico tienen la misma fórmula (C2H6O),

pero el alcohol etílico es un líquido presente en

bebidas alcohólicas y el éter dimetílico es un gas

utilizado como anestésico (Tabla 1).

Tabla 1. Diferencias estructurales entre el alcohol etílico y el

éter dimetílico

Nombre Alcohol etílico Éter dimetílico

Fórmulamolecular

C2H6O C2H6O

Fórmulasemi-

desarrolladaCH3CH2OH CH3OCH3

Fórmulaestructural

desarrollada(2D)

Estructuralineal

Estructura3D

b. Estereoisómeros: son isómeros que solo se

diferencian en la orientación de sus átomos en

el espacio. No obstante, sus átomos están

enlazados en el mismo orden. Ejemplos de este

tipo de isómeros se estudiarán en la siguiente

sección.

3.

ESTEREOQUÍMICA DEL CARBONO

La estereoquímica es el estudio de las moléculas en

tres dimensiones (3D), es decir, el estudio del arreglo

espacial de los átomos en las moléculas.

Quiralidad y enantiomería

Todos los objetos tienen imagen especular en un

espejo. Para algunos objetos esta imagen especular

es idéntica y puede ser superpuesta, como en el caso

de un vaso o un bote.

Otros objetos como las tijeras y las mano (Fig. 9),

poseen imágenes especulares diferentes a la del

objeto original (no son idénticos), y por lo tanto, no

son superponibles.

Figura 9. Ejemplo de imágenes especulares no superponibles.


IMÁGENES SUPERPONIBLES

Materiales

Un espejo pequeño, un vaso, un par de tijeras, una cuchara,un frasco pequeño de plástico y cinco rectángulos de cartulina

con dimensiones 20 x 10 cm.

Procedimiento

Indíqueles que

1.

Formen grupos de cuatro o cinco integrantes.

2.

Un estudiante sostenga el espejo y otro coloque su mano

izquierda de manera perpendicular frente al espejo, como

en la figura de abajo. Observen la imagen de la mano en el

espejo y la dibujen en uno de los rectángulos de cartulina.

3. Sin cambiar de posición la mano (sin voltearla), comparen

si su imagen es idéntica o no.4.

Coloquen el dibujo que realizaron sobre la mano sin

voltearla.

5. Realicen los pasos 1 al 5 con los objetos de los materiales.

Pregúnteles:

¿Qué objetos son superponibles (puesto encima del otro y que

sean idénticos) con sus imágenes y cuáles no?

124




Química

Cualquier objeto no superponible con su imagen

especular posee la propiedad de ser quiral y los que

son superponibles con su imagen especular son

llamados aquirales o no quirales.

Al igual que los objetos, las moléculas pueden ser

quirales o aquirales y son considerados que dos

moléculas son superponibles si se pueden poner por

encima de la otra y la posición tridimensional de

cada átomo de la molécula coincide con el átomo

equivalente de la otra molécula.

Para comprender mejor, observe los ejemplos de la

figura 10, que son moléculas similares al CH4 en las

cuales se han sustituido hidrógenos por algún otro

átomo o grupo de átomos. Las moléculas que son

imágenes especulares no superponibles se conocen

como enantiómeros.

Centros quirales

Lo más frecuente (pero no lo único) que conduce a la

quiralidad es que un átomo de carbono se encuentre

enlazado a cuatro grupos diferentes. Este se llama

átomo de carbono asimétrico o átomo de carbono

quiral .

Un átomo de carbono asimétrico es ejemplo de un

centro quiral , que es cualquier átomo que soporta

varios ligandos (grupos de átomos o átomos) en una

disposición tal que tiene imágenes especulares no

superponibles.

4.

HIDROCARBUROS

Estos son compuestos orgánicos que sólo poseen

dos elementos químicos, hidrógeno y carbono. Los

hidrocarburos son derivados del petróleo y del gas

natural y se clasifican, de acuerdo con el tipo de

enlaces C-C de sus moléculas, en alcanos, alquenos,

alquinos e hidrocarburos aromáticos. Sus nombres

van asociados al número de carbonos que posee la

cadena, abierta o cerrada.

Figura 10. Estructuras de moléculas aquirales y quirales. A. el

clorofluorbromometano, que es una molécula no superponiblecon su imagen especular aun cuando esta se rota 180° y B. el

diclorofluormetano y su imagen especular.

Puede realizar con sus estudiantes la estructura de las

moléculas de la Figura 10, utilizando bolitas de durapax

de diferentes tamaños (puede sustituir por plastilina) y

colores según corresponda, para representar los

diferentes átomos; palillos de dientes como los enlaces

y el espejo de la actividad 2 para poder comprobar su

quiralidad.

Sin rotar Con rotación de 180°

B

A

125




Química

Alcanos

Los alcanos son hidrocarburos que contienen

únicamente enlaces sencillos de cadena recta o

ramificada. Si todos los átomos de carbono tienen

hibridación sp3, los compuestos que son producidos

pertenecen a la familia de los alcanos y en ellos

todos los enlaces son simples y se les conoce como

hidrocarburos saturados. Se obtienen esencialmente

a partir de fuentes naturales, por ejemplo, por

destilación del petróleo. Algunos ejemplos que se

muestran en la tabla 2 y cada uno, posee un nombre

con terminación -ano.

Los alcanos son compuestos no polares, por lo que

se disuelven en solventes no polares (Lección 8).

Conforme aumenta la cadena de átomos de carbono

también aumentan los puntos de fusión y ebullición.

Los primeros cuatro alcanos se encuentran en estado

gaseoso, del alcano con cinco a diez carbonos en la

cadena; son líquidos y a partir de once, se hallan en

estado sólido.

Alquenos y alquinos

Como se ha estudiado anteriormente, dos átomos de

carbono pueden unirse a través de un enlace sencillo

o a través de enlaces múltiples, dobles o triples, para

los cuales los átomos involucrados asumen una

hibridación sp2 o sp, respectivamente.

A la familia de los alquenos, pertenecen

hidrocarburos que poseen un doble enlace carbono-

carbono (C=C) en su estructura; a la familia de los

alquinos, pertenecen los hidrocarburos con un triple

enlace carbono-carbono (C≡C) por molécula. A los

compuestos que presentan estos enlaces se les

denomina insaturados.

Para nombrar los alquenos, la terminación –ano del

correspondiente alcano (que tienen igual número de

átomos de carbono) por -eno; en el caso de los

alquinos la terminación será -ino. Algunos ejemplos

se observan en la tabla 2.

Estos compuestos, al igual que los alcanos, son no

polares. Su densidad es menor que la del agua y, sus

puntos de ebullición, fusión y la densidad, aumentan

conforme crece el número de carbonos en la cadena.

Hidrocarburos aromáticos

En los hidrocarburos aromáticos seis átomos de

carbono están unidos formando una estructura de

anillo plano, cada uno enlazado con un solo átomo

de hidrógeno (u otro grupo). Su miembro más simple

es el benceno (Fig. 11), los demás compuestos

Figura 11. Diversas formas de representar al benceno (C 6H6),

compuesto base de los hidrocarburos aromáticos.

Tabla 2. Hidrocarburos de uno a 5 átomos de carbono. Cada vértice representa un carbono y cada línea un enlace C-C. Para

nombrar los demás hidrocarburos se utilizan prefijos griegos hex-, hept-, oct-, non-, dec-, etc.

Prefijo Alcano Alqueno Alquino

Met- Metano

Et- Etano CH3-CH3

Eteno Etino (acetileno)

Prop- Propano CH3-CH2-CH3 PropenoPropino

But- Butano1-Buteno

1-Butino

Pent-Pentano

1-Penteno1-Pentino

126




Química

poseen al menos un anillo bencénico incluido en sus

estructuras.

5.

GRUPOS FUNCIONALES

En general, una molécula orgánica consiste en un

esqueleto de átomos de carbono que posee grupos

especiales enlazados a este esqueleto. Estos grupos

de átomos especiales se llaman grupos funcionales,

ya que representan la mayoría de sitios comunes

donde se da la reacción química.

En la tabla 3 se muestran los grupos funcionales más

comunes, junto con ejemplos de cada uno. Noteque, además de los dobles enlaces C=C y los triples

enlaces C≡C, hay muchos grupos funcionales que

contienen otros elementos además de C e H.

Muchos de los grupos funcionales contienen no

metales como O, N, Cl, F, Br, I y P. Además, tome en

cuenta que en sus fórmulas generales se emplea R o

R’ para denotar la cadena carbonada con cualquier

número de carbonos o el anillo bencénico (Ar) que

se asocian a los grupos funcionales (grupos alquilo o

arilo).

Alcoholes

Son compuestos orgánicos que contienen el grupo

hidroxilo (-OH) como grupo funcional. Los alcoholes

se encuentran entre los compuestos orgánicos más

polares, ya que el grupo hidroxilo es muy polar y

puede formar puentes de hidrógeno.

Algunos de los ejemplos más comunes son el alcohol

metílico (metanol, CH3OH), conocido como “alcohol

de madera”, utilizado como disolvente industrial y

como combustible de autos de carrera; y el alcohol

etílico (etanol, CH3CH2OH), a veces es llamado

“alcohol de vino”, debido a que se produce de la

fermentación de granos y hollejo de la uva o de otras

frutas que contienen carbohidratos.

Éteres

Recordando la estructura del agua, se puede pensar

en los éteres como compuestos en los que se

sustituyó ambos átomos de hidrógeno por grupos

alquilo (hidrocarburo saturado al que se le ha

quitado un hidrógeno para permitir el enlace con

otro grupo) o grupos arilo (anillo bencénico al que se

le ha quitado un hidrógeno para enlazarlo a

cualquier otro grupo). Al igual que los alcoholes, los

éteres son más polares que los hidrocarburos. El éter

comercial es el dimetiléter (H3C-O-CH3), que se usó

como anestésico en el pasado; su principal uso hoy

en día es como disolvente.

Aldehídos y cetonas

El grupo carbonilo, -C=O, es el grupo funcional de los

aldehídos y cetonas. Una cetona tiene dos grupos

alquilo enlazados al carbonilo mientras que un

aldehído, posee un grupo alquilo y un átomo de

hidrógeno enlazados al grupo carbonilo.

¿Qué son los octanos de las gasolinas?

La gasolina es una mezcla de hidrocarburos volátiles que

contiene cantidades variables de hidrocarburosaromáticos además de alcanos.

Cuando se quema la gasolina en el interior del cilindro

del motor, la explosión debe ser tal que empuje al pistón

de forma suave y continua. Si la combustión es rápida se

produce una detonación, que hace que el pistón reciba

un golpe brusco y se reduzca la eficiencia del motor. El

índice de octano de una gasolina es una medida de su

capacidad antidetonante.

Las gasolinas que tienen un alto índice de octano

producen una combustión más suave y efectiva. El índicede octano de una gasolina se obtiene por comparación

del poder detonante de la misma con el de una mezcla

de los hidrocarburos isooctano y heptano. Al isooctano

(con 8 carbonos) se le asigna un poder antidetonante de

100 y al heptano (con 7 carbonos) de cero. Una gasolina

de 97 octanos se comporta como una mezcla que

contiene el 97% de isooctano y el 3% de heptano.

127




Química

Este grupo es fuertemente polar por lo tanto, todos

los compuestos de este tipo de cadena pequeña se

disuelven en agua.

El aldehído más sencillo es el formaldehido que,cuando se disuelve en agua, se conoce como

formalina; sustancia utilizada para embalsamar. Este

compuesto también es útil en la fabricación de

adhesivos y plásticos.

Por otro lado, la acetona es un disolvente muy

común de materiales como grasas, barnices y ciertos

materiales de caucho. Es el ingrediente activo del

removedor de uñas.

Ácidos carboxílicos

Los ácidos carboxílicos contienen el grupo carboxilo

(-COOH) y son fuertemente polares. Dos ejemplos

son el ácido fórmico, que se aisló inicialmente de las

hormigas, y el ácido acético o vinagre. Por otro lado,

el ácido propiónico da el aroma a los quesos de

sabor fuerte y el ácido butírico proporciona el olor a

la mantequilla rancia y al queso parmesano (Fig. 12).

Ésteres

Son compuestos orgánicos que se obtienen de la

deshidratación de un ácido carboxílico con un

alcohol, es decir, de la combinación de estos dostipos de compuestos. Aunque algunos de los ácidos

de los que provienen son de olor desagradable, en

general los ésteres tienen olores agradables, y a ellos

se deben en muchos casos las fragancias de las

frutas y flores.

Figura 12. El ácido butírico (C3H7COOH) se encuentra en la

mantequilla. Arriba a la derecha, la representación de este

ácido en 3D y debajo de forma lineal. Enmarcado en el cuadro

está el grupo carboxilo.

Tabla 3. Resumen de grupos funcionales orgánicos. La R denota cadenas carbonadas abiertas o

cerradas y pueden ser sustituidos por un anillo bencénico o un hidrógeno.

128




Química

Por ejemplo, el butirato de etilo, proviene de la

reacción entre el ácido butírico (mencionado en el

apartado anterior), y el alcohol etílico; este se

encuentra presente en las piñas y se emplea como

ingrediente de saborizantes artificiales (Fig. 13).

Aminas y amidas

Muchos compuestos orgánicos contienen nitrógeno.

Las aminas con tienen los elementos carbono,

hidrógeno y nitrógeno, y se derivan del amoníaco

(NH3) por sustitución de uno, dos o tres átomos de

nitrógeno por grupos alquilo o arilo. Las más

sencillas se parecen al amoníaco en su basicidad

(Lección 12) y otras propiedades.

El grupo funcional que contienen es el amino (-NH2).

La más conocida es la anilina (Ar-NH2), utilizada en

productos agrícolas, pinturas, etc. (Figura 14).

Las amidas, se preparan haciendo reaccionar un

ácido carboxílico con amoníaco o con una amina. Un

ejemplo de estas es la urea, que se encuentra

presente en la orina y en fertilizantes (Fig. 15).

Figura 14. La anilina es el representante más

común y simple de la aminas y es utilizada en

el proceso de teñido.

Figura 13. Ejemplos de diferentes ésteres presentes en

frutas como la piña, manzanas, guineos y uvas. Figura 15. Fertilizante nitrogenado que contiene urea, una

amida que no contiene hidrocarburos.

129




Química

Halogenuros de alquilo

Estos compuestos son hidrocarburos en los cuales se

ha sustituido un hidrógeno por un halógeno (F, Cl,

Br, I). En muchos casos son utilizados como

disolventes de grasas. Algunos otros, como el cloruro

de etilo, son usados como anestésico local. Otros

que contienen grupos arilo, se utilizan como

colorantes o como insecticidas.

6. BIOMOLÉCULAS

Las biomoléculas son aquellas sustancias sintetizadas

solamente por los seres vivos y, debido a que son

grandes, se les conoce como macromoléculas.

Están constituidas principalmente por carbono,

hidrógeno y oxígeno, y con frecuencia están también

presentes nitrógeno, fósforo y azufre; otros

elementos son a veces incorporados pero en mucha

menor proporción. La mayoría son moléculas que

están formadas por la unión de moléculas sencillas

(monómeros). Cuando la cantidad de monómeros

que se repiten en la cadena es muy grande, se

llaman polímeros. Estas pueden agruparse en cuatro

grandes tipos:

a.

Carbohidratos

Los carbohidratos son una clase importante de

sustancias de origen natural que están presentes en

la materia, tanto vegetal como animal. Estos le

resultarán familiares ya que a muchos de ellos se les

llama “azúcares” .

Comprenden una gran porción de la comida que

consume diariamente y proveen la mayoría de la

energía que mantiene al cuerpo humano en

funcionamiento.

Los carbohidratos son componentes estructurales de

las paredes celulares de las plantas y de la madera

de los árboles.

Un monosacárido es un carbohidrato simple, que al

hidrolizarlo no se descompone en otro carbohidrato.

Un ejemplo de este tipo de compuestos es la glucosa

(C6H12O6). Un disacárido, es una sustancia que al

hidrolizarla se divide en 2 monosacáridos, que

pueden ser iguales o diferentes.

La sucrosa, conocida como azúcar de mesa, es un

disacárido que produce una molécula de glucosa y

una de fructosa (presente en muchas frutas). Un

oligosacárido genera de 3 a 10 monosacáridos

durante su hidrólisis y, un polisacárido, más de 10

unidades de monosacáridos.

La celulosa es una molécula de polisacárido que

genera miles de moléculas de glucosa y se encuentra

en la madera, el algodón y otras plantas (Fig. 16).


¿QUÉ TAN DULCE ES?

Materiales

Tres o cuatro naranjas, 50 mL de agua, un plato hondo de

plástico, manta para filtrar o papel filtro para café, un

cuchillo, una cuchara de madera, dos vasos plásticos

transparentes de 4 oz, jugo comercial de naranja, probeta

de 50 mL o recipiente medidor de volúmenes de cocina,

marcador.

Procedimiento

Indíqueles que

1. Corten la naranja sin cáscara en trozos muy pequeños y

colocarlos en el plato.

2.

Agreguen poco a poco el agua mientras maceran la

fruta.

3.

Expriman y filtren el jugo obtenido de la fruta macerada

con la manta.

4. Midan 25 mL de ese jugo y colóquenlo en uno de los

vasos previamente etiquetados.

5. Agreguen la misma cantidad de jugo comercial en el

otro vaso.

6. Colocar ambos vasos al sol y dejar hasta que todo el

jugo se evapore.


¿Qué residuo quedó en los vasos luego que se evaporó

todo el jugo? ¿En qué vaso hay mayor cantidad de residuo?

¿Por qué?

130




Química

b.

Lípidos

Se consideran lípidos o grasas, a las sustancias que,

siendo insolubles en agua, pueden ser extraídas de

las células a partir de solventes no polares. Algunos

lípidos importantes en nuestro cuerpo son los

esteroides y los terpenos (presentes en hormonas y

vitaminas). Las grasas son los constituyentes

principales de las células almacenadoras de éstas en

animales y plantas, y son una de las reservas

alimenticias importantes del organismo. Estas se

pueden extraer de animales y vegetales (las grasas

líquidas suelen nombrarse como aceites),

obteniéndose sustancias como la mantequilla, grasas

de tocino, aceite de maíz, de coco, etc.; que son

consumidos regularmente.

Desde el punto de vista químico, son ésteres

carboxílicos derivados de un solo alcohol, el glicerol.

Los glicéridos más comunes son los triglicéridos, en

los que los tres grupos -OH de la glicerina han sido

esterificados.

Las grasas (sólidas) o aceites (líquidos) más

frecuentes son una mezcla de triglicéridos con

cantidades menores de otros lípidos.

Estos últimos se pueden dividir en tres tipos

principales:

Los ácidos grasos, son ácidos carboxílicos

saturados o insaturados de hasta 18 carbonos

obtenidos a partir de la hidrólisis de las grasas.

Algunos ejemplos son el ácido butírico, presente

en leche de rumiantes, y el ácido oleico, que se

¿Qué son las grasas trans?

Hace ya varios años se ideó un método paratransformar en sólido algunos aceites vegetalesoriginalmente líquidos. Este método recibe el nombrede hidrogenación parcial .

Este proceso cambia estructuras químicas de algunosácidos grasos de los aceites y los transforma, dandocomo resultado un nuevo tipo de grasa concaracterísticas físicas similares a la de la manteca. Estoes debido a que grasas con estructura química cis, luegode la hidrogenación, pasan a grasas con estructuraquímica trans. En la configuración trans, gruposidénticos o semejantes unidos al doble enlace seencuentran en lados opuestos; mientras que en laconfiguración cis, a un mismo lado.

Este es el método utilizado para transformar un aceitevegetal en productos mundialmente conocidos como lamargarina. Las grasas trans aparecen en cantidadesimportantes en infinidad de alimentos de consumohabitual como productos de panadería, helados,chocolates, turrones y golosinas, galletas, snacks

(papitas, quesitos, dulces, etc.), cereales para desayuno,comidas preparadas (precocidas), aceites sometidos alcalor (frituras).

Es evidente que el avance de la industria alimentaria havolcado a la población del mundo una variedad dealimentos cada vez más ricos e irresistibles. Sinembargo, junto con estos nuevos productos se hamultiplicado el porcentaje de consumo de grasas transcon innumerables consecuencias negativas sobrenuestra salud, ya que generan las enfermedadescardiovasculares al obstruir las arterias.

Figura 16. Esquema de la estructura de la pared celular de las

plantas. Microfibras constituyentes de la pared celular de las

plantas están formadas por cadenas de celulosa; un

polisacárido formado por la unión de más de 10 unidades

repetitivas de glucosa.

131




Química

encuentra en la mayoría de aceites vegetales

utilizados para cocinar.

Los fosfolípidos, son ésteres que poseen dos

grupos acilo y un grupo fosfato (Fig. 17),

conocidos como ésteres fosfóricos. Estos lípidos

forman las bicapas lipídicas de las membranas

celulares, delimitadoras de las células.

Las ceras, son mezclas de ésteres que contienen

un total de 40 a 72 átomos de carbono. Estas son

utilizadas en productos para proteger carros,

pisos y muebles. También, se encuentran de

forma natural; ejemplo de ello es el colesterol

(Fig. 18), sustancia a partir de la cual se sintetizan

hormonas y sales biliares que desempeñan un

papel muy importante en la absorción de las

grasas procedentes de los alimentos.

c.

Aminoácidos y proteínas

Los aminoácidos son ácidos carboxílicos que

contienen un grupo amino. Bajo ciertas condiciones,

este grupo amino de una molécula y el grupo

carboxilo de otra, puede reaccionar, uniendo a los 2

aminoácidos mediante un enlace amida o peptídico y

formando un péptido (Fig. 19).

De acuerdo al número de aminoácidos que

reaccionan se pueden formar dipéptidos,

tripéptidos, etc. Estos enlaces amida entre

aminoácidos se conocen como enlaces peptídicos, y

el producto de este enlace entre 2 aminoácidos se

llama dipéptido.

Los polipéptidos contienen muchos aminoácidos. Las

proteínas son polipéptidos que ocurren

naturalmente y contienen más de 50 aminoácidos

Figura 17. Estructura general de los fosfolípidos,

componentes principales de las membranas celulares.

Figura 18.

Estructura del

colesterol y

ejemplos dealimentos en

los cuales se

encuentra

presente.

132




Química

(algunas son polímeros de 100 a 300 aminoácidos).

Son sustancias macromoleculares que están

presentes en todas las células vivas. Alrededor de

50% del peso seco del cuerpo humano se compone

de proteínas. Las proteínas son los componentes

estructurales principales de los tejidos animales; son

parte fundamental de la piel, uñas, cartílagos y

músculos. Otras proteínas catalizan reacciones,

transportan oxígeno, sirven como hormonas para

regular procesos corporales específicos y llevan a

cabo otras tareas.

Las proteínas se pueden dividir en fibrosas y

globulares. Las primeras son insolubles en agua,

largas y en forma de hilos y, las segundas, son

solubles en agua o en soluciones acuosas de ácidos,

bases o sales (Lecciónes 8 y 11) y están dobladas, de

modo que forman unidades compactas que a

menudo se aproximan a una forma esferoide.

Las proteínas fibrosas sirven como materiales

estructurales de los tejidos animales, una función

para la que se prestan, dada su insolubilidad y

tendencia a la formación de fibras. Las integran:

queratina, en piel, pelo, uñas, lana, cuernos y

plumas; colágeno, en tendones; miosina, en

músculos; fibroína, en la seda.

Las proteínas globulares tienen varias funciones

relacionadas con la manutención y regulación del

proceso de la vida, funciones que precisan la

movilidad y, por tanto, de solubilidad.

Las integran las enzimas (catalizadores naturales);

muchas hormonas, como insulina (del páncreas),

tiroglobulina (de la glándula tiroides), ACTH (de la

pituitaria); anticuerpos, responsables de alergias y

de la defensa contra organismos foráneos; albúmina,

en huevos; hemoglobina, que transporta oxígeno de

los pulmones a los tejidos; fibrógeno, que se

convierte en la proteína fibrosa e insoluble fibrina,

con la que se produce la coagulación de la sangre.

Se puede considerar una estructura proteica envarios niveles (Fig. 20).

Estructura primaria: se refiere a la composición

cuantitativa de los aminoácidos integrantes de

la cadena, así como a su orden o secuencia y a

la disposición del enlace peptídico.

Estructura secundaria: es la referente a la

disposición espacial de la cadena protéica,

Figura 19. Ecuación general de formación de péptidos.

Se pueden observar en los cuadros rojos el grupo amino

y en los verdes el carboxilo de los aminoácidos.


DESNATURALIZANDO PROTEÍNAS

Materiales

Seis vasos plásticos transparentes de 2 oz., una clara de

huevo, 10 mL de leche; 10 mL de agua; 5 mL de vinagre,

jugo de limón, una cuchara de plástico, un gotero y un

plumón permanente.

Procedimiento

1. Formar grupos de dos o tres integrantes.

2. Rotular dos vasos como agua, dos como vinagre y

dos como limón utilizando el marcador.

3. Distribuir la clara de huevo en tres vasos de manera

equitativa.

4.

Utilizar el gotero, añadir 10 gotas de agua en el vaso

que rotuló como agua. Observar lo que sucede

después de un minuto.

5. Repetir el paso anterior utilizando vinagre y

después jugo de limón. Recuerde lavar el gotero

cada vez que lo use con otro material.

6.

Realizar los pasos del 1 al 5 empleando la leche

como sustituto de la clara de huevo.

Pregúnteles:

¿Qué sucedió en cada vaso? ¿Qué indica la formación

de ese precipitado? ¿Por qué no sucedió nada con el

agua?

133




Química

nucleótidos, se componen de las unidades

siguientes:

Una molécula de ácido fosfórico, H3PO4.

Un azúcar de cinco carbonos.

Una base orgánica nitrogenada.

Las bases (representadas por las letras T, A, C y G)

están unidas a los azúcares. Las dos cadenas se

mantienen unidas en virtud de las atracciones entre

las bases de una de ellas y las de la otra. En estas

atracciones intervienen tanto interacciones de

dispersión de London como puentes de hidrógeno.

Estas moléculas forman dos cadenas enrolladas una

en la otra formando una doble hélice.

Figura 21. Estructura del ADN. Los nucleótidos se polimerizan para formar esta biomolécula en la cual los azúcares y los grupos fosfatos

forman el esqueleto y las bases nitrogenadas interaccionan entre sí mediante puentes de hidrógeno.

Grupo fosfato

Bases nitrogenadas

Azúcar

135




Química

ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… SOCIEDAD

FABRICANDO TU PROPIA ESENCIA

Los aceites esenciales son líquidos que contienen las sustancias responsables del aroma de las plantas y que son importantes en

la industria cosmética (perfumes y aromatizantes), de alimentos (condimentos y saborizantes) y farmacéutica (saborizantes).

Estos, luego de ser sintetizados en las plantas, se almacenan en distintos órganos de éstas (raíz, fruto, semillas, hojas), de donde

son extraídos.

Los aceites esenciales se caracterizan por ser una mezcla de varios compuestos volátiles como hidrocarburos, alcoholes,

aldehídos, cetonas, ésteres, éteres y fenoles. Algunos ejemplos son el cinamaldehído (canela), clavo (eugenol), eucalipto (cineol),

etc.

Materiales

Un recipiente hondo de metal (una olla), un colador grande del tamaño de la boca de la olla, un recipiente pequeño de vidrio o

cerámica (que quepa dentro del colador, puede ser una taza), tapadera de la olla, canela o manzanilla, hojas de eucalipto, (lo que

les sea más accesible), agua, hielo y una cocina.

Procedimiento

1. Verter cuatro tazas de agua en la olla y agregue la canela.

2. Colocar el colador y el recipiente pequeño sobre la olla.

3.

Acomodar la tapadera de la olla sobre el dispositivo de manera inversa (con el agarradero hacia abajo).

4.

Calentar la mezcla a fuego lento hasta hervir.

5. Una vez empiece a hervir, colocar hielo sobre la tapadera. Cuando se derrita, botar el agua y volver a colocar hielo.

6. Dejar secar el agua producida por el hielo derretido y apagar la cocina.

7. Destapar y retirar el recipiente pequeño.

8. La esencia obtenida puede mezclarse luego con alcohol, aceite mineral y agua para obtener un perfume.

136




Química

RESUMEN

Aquiral: describe un objeto que puede ser superpuesto con su imagen especular (imagen en el espejo).

Enlace pi (enlace π): enlace formado por el solapamiento lateral de dos orbitales p.

Enlace sigma (enlace σ): enlace con la mayoría de su densidad electrónica a lo largo de la línea que une los

núcleos. Los enlaces sencillos normalmente son enlace sigma.

Estereoisómero: isómeros en los cuales los átomos están unidos en el mismo orden, pero con diferente arreglo

espacial.

Grupo alquilo: grupo derivado de un hidrocarburo saturado (que sólo contiene enlaces sencillos). Un alcano al

que se le ha quitado un hidrógeno, para permitir el enlace con otro grupo. Se simboliza por R.

Grupo funcional: grupo o centro reactivo de una molécula orgánica.

Hibridación: es la mezcla de orbitales atómicos para formar nuevos orbitales disponibles para establecer

enlaces.

Hidrocarburo: compuestos formados exclusivamente de carbono e hidrógeno.

Alcanos: hidrocarburos que sólo contienen enlaces sencillos.

Alquenos: hidrocarburos que contienen enlaces dobles C=C.

Alquinos: hidrocarburos que contienen enlaces triples CC.

137




Química

Hidrocarburo aromático: hidrocarburos que suelen contener un anillo bencénico.

Orbital híbrido: orbital formado por la combinación de orbitales s y p del mismo átomo. Por hibridación sp se

forman dos orbitales, por sp2 se forman tres orbitales y por hibridación sp3 se forman cuatro orbitales.

Quiral: describe un objeto que no es superponible con su imagen especular.


1.

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge, J. R. (2004) Química. La ciencia central . México: PEARSON

EDUCACIÓN.

2.

Morrison, R., Boyd, R. (1995) Química orgánica. USA: Addison Wesley.

3.

Royal Society of Chemistry, Consultado en Julio 2011 desde http://goo.gl/9z7AY

4.

Schmid, G. H. (1996) Organic chemistry . USA: Mosby.

138




Química

La radiación electromagnética es una

forma de energía que se transmite

por el espacio a enorme velocidad.

Se denomina luz a la radiación

electromagnética en las regiones

ultravioleta (UV)/visible, y en

ocasiones de la región infrarroja (IR),

si bien el término estricto abarca sólo

la radiación visible. Muchas

sustancias absorben luz a una

longitud de onda específica y la

emiten a otra. La rama de la química

que estudia la interacción de las

radiaciones electromagnéticas con

las moléculas, se llama

espectroscopia.

Hoy conocemos la naturaleza de los

cambios que experimentan las moléculas en los procesos de absorción o emisión de radiación lo que nos

permite obtener información sobre la estructura molecular a partir de los datos espectroscópicos. Esta

información tiene una gran variedad de aplicaciones, desde ayudar a químicos para determinar la estructura de

una nueva molécula sintetizada, hasta pruebas de análisis forense y control de calidad.

La espectroscopia infrarroja es especialmente útil para el estudio de productos químicos orgánicos ya que los

espectros que resultan contienen una línea con una serie de bandas llamadas picos que aparecen en las

longitudes de onda particulares donde la radiación es absorbida por la muestra. Y que son característicos de

cada grupo funcional (Tabla 4).

A partir de la información anterior resuelva:

En un laboratorio un químico sacó una muestra de las siguientes sustancias:

Colocó cada muestra en frascos diferentes. Sin embargo, el químico olvidó etiquetarlas y las confundió, por lo

que no sabe qué sustancia contiene cada recipiente. Para identificarlas y poderlas utilizar, utilizó la

espectroscopia IR, obteniendo un espectro para cada compuesto (Fig. 25). Utilizando los espectros y las

fórmulas estructurales de los compuestos contesta:


Tabla 4. Bandas de absorción características de grupos funcionales.

A B

139




Química

a.

¿Qué hibridación posee el átomo de carbono unido al átomo de oxígeno en cada compuesto?

b.

¿A qué familia de compuestos orgánicos pertenece cada compuesto de acuerdo con su grupo funcional?

c.

Identifica si cada compuesto posee algún centro quiral y si son moléculas quirales o aquirales.

d. ¿A qué compuesto pertenece cada espectro? (Los asteriscos (*) indican los picos más importantes en cada

espectro).

ESPECTRO 1

ESPECTRO 2

Figura 25. Espectros IR de sustancias A y B.

*

*

*

*

*

*

*

140



CONTENIDOS

1. Cambio químico.

2. Evidencias de que ocurre una reacción química.

3. Ecuación química.


1. Identifica y distingue un cambio químico.

2. Explica las evidencias que establecen que ha ocurrido

una reacción química.

3. Reconoce cómo las ecuaciones químicas describen alas reacciones químicas.

4. Identifica las partes que constituyen a las ecuaciones

químicas.

5. Escribe correctamente una ecuación química.

PALABRAS CLAVE

Cambio químico, reacción química, ecuación química,

reactivo, producto, coeficiente, precipitado.


A nuestro alrededor ocurren continuam

reacciones químicas, en los automóviles, en la co

los laboratorios e inclusive en nuestro cuerpo.

Por ello, es fundamental visualizar los cambios

ocurren en una reacción por medio de las ecuac

químicas; debido a que indican los reactivos

intervienen y los productos que se obtienen

proceso. Asimismo, permite predecir cómo se llev

cabo dicha reacción.

DESCRIPCIÓNLa lección inicia recordando qué es un cambio quí

para introducir el tema de la reacción química

evidencias que determinan que ha ocurrido.

Las evidencias que se exhiben son median

observación de distintos factores. Una vez qu

abordada dicha parte, se específica que la reacci

representa mediante una ecuación química

detallan las partes que la forman.

Lección 11. ECUACIONES QUÍMICAS



ECUACIONES QUÍMICAS Química

1.

CAMBIO QUÍMICO

n cambio químico es el proceso en el que

cambia la naturaleza de las sustancias; es

decir, que existe una transformación de la

materia, debido a que las sustancias inicialescambian o se transforman en otras distintas, con

propiedades diferentes.

Por ejemplo, la herrumbre que se produce en un

pedazo de hierro u otro metal, es una sustancia

diferente a su original; la ceniza que se crea en la

hoguera es una sustancia distinta a la madera. En el

proceso de la fotosíntesis, las plantas producen

nutrientes y oxígeno a partir de diversas sustancias

(Fig. 1).

Figura 1. Al quemarse un cerillo, sucede un cambio

químico. La ceniza y el humo resultantes son compuestos

diferentes de los iniciales en el cerillo original.

Todo cambio químico involucra una reacción entre

diferentes sustancias produciendo la formación de

sustancias nuevas. Así, una reacción química es el

proceso en que una o más sustancias cambian o se

transforman en otra u otras sustancias de distinta

naturaleza.

2.

EVIDENCIAS DE QUE OCURRE UNA REACCIÓN

QUÍMICA

Cuando una sustancia química ha experimentado

cambios químicos, por lo regular, se observan una o

varias diferencias. Si se detectan dichas señales, se

puede determinar si ha ocurrido o no una reacción

química.

A continuación, se presentan algunos:

U ¿Qué es la lluvia ácida?

El dióxido de azufre (SO2), producto de la

contaminación industrial, se oxida por el oxígeno dando

trióxido de azufre (SO3); el cual al disolverse con el agualluvia, origina ácido sulfúrico (H2SO4) corrosivo. Este

corroe los metales y ataca a las estatuas (el mármol es

carbonato de calcio (CaCO3) creando sulfato de calcio

(CaSO4)), soluble en agua de lluvia.

El mármol se puede proteger mediante una mezcla de

hidróxido de bario [Ba(OH)2] y urea [(NH2)2CO] puesto

que ambas reaccionan para crear una capa insoluble de

carbonato de bario (BaCO3). Si sobre ella cayera lluvia

ácida, se formará sulfato de bario (BaSO4); la cual es

más insoluble, quedando las estatuas protegidas por

muchos años.


CAMBIO QUÍMICO VS CAMBIO FÍSICO

El objetivo de esta actividad es efectuar preguntas de sondeo al estudiantado; para retroalimentar sus conocimientos acerca de

la identificación de un cambio químico y las características que lo distinguen de un cambio físico. Oriente para que en grupos detrabajo de tres o cuatro estudiantes analicen y respondan las siguientes preguntas:

¿Por qué no es posible diferenciar las cenizas de una carta con las de un periódico? ¿Por qué el agua puede convertirse fácilmente

en hielo y viceversa? ¿Qué aspectos intervienen para que los cambios sean reversibles o no? y ¿Qué harían para diferenciar un

cambio físico de un cambio químico?

142




Cambio de color : Cuando sucede un cambio de

color en la sustancia, indica la aparición de una o

varias sustancias nuevas diferentes a las que

había inicialmente (Fig. 2).

Figura 2 . Los cambios de color en las hojas de los árboles, son

debidos a la descomposición de sus pigmentos.

Aparición de precipitado: Es señal de que una

o algunas de las sustancias nuevas formadas son

insolubles (Fig. 3).

Figura 3. Cuando se mezcla una solución de nitrato de plomo II

(Pb (NO3)2) con una de yoduro potásico (KI), se produce un

precipitado de yoduro de plomo II (PbI2) de color amarillo.

Desprendimiento de gas: Como resultado de una reacción química, emerge una nueva sustancia en estado

gaseoso (Fig. 4).

Nitrato de plomo II

[Pb (NO3)2]

Yoduro de plomo II (PbI2)


REACCIÓN QUÍMICA: FORMACIÓN DE PRECIPITADO

En química se denomina precipitado a la sustancia sólida que se forma en el interior de una disolución. Así, con esta actividad se

demostrará cómo a partir de una reacción química se obtiene un precipitado, observando la formación de carbonato de calcio

(CaCO3). Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿a qué se le llama

“precipitado”? ¿Puede separarse el precipitado del resto de la solución? ¿Cómo podría efectuarse este proceso?

Materiales

2 vasos pequeños de plástico transparente. 1 pajilla.

1 cucharada de cal (CaO). 1 papel filtro o tela fina.

1 taza de agua.

Procedimiento

1. Colocar la cal en un vaso y agréguenle la taza de agua. Deberán agitarlo y dejarlo reposar durante unos minutos.

2. Filtrar a través del papel filtrante o la tela fina la disolución y trasladar el líquido resultante a otro vaso plástico.

3. Agregar aire de sus pulmones a la solución, soplando a través de la pajilla. Observar lo que ocurre.

Pregúnteles: ¿qué observaron al dejar el contenido del vaso en reposo? ¿Qué fases se han presentado? ¿Por qué ha habido

precitado? ¿Qué propiedades tiene el sólido que se ha obtenido?

Figura 4. El gas dióxido de carbono (CO2) se obtiene

por la reacción entre el carbonato cálcico (CaCO3) y

el ácido clorhídrico (HCl). Al colocar un globo en la

boca del frasco de la reacción, este se infla por el

gas producido.

143




Absorción o liberación de energía: Son loscambios espontáneos de temperatura en la

mezcla (Fig. 5).

Figura 5 . Los carburos alcalinotérreos reaccionan de forma

exotérmica con el agua, originando acetileno (C2H2).

Cambios en otras propiedades: La acidez, el olor(Fig. 6), las propiedades magnéticas, eléctricas o

ambas, la aparición de propiedades ópticas frente

a la luz, etc.

Figura 6 . La descomposición de los alimentos es un cambio

químico que produce olores desagradables.

Las reacciones químicas se representan, mediante ecuaciones químicas.


REACCIÓN QUÍMICA-DESPRENDIMIENTO DE GASES

En esta actividad se elaborará una lámpara de lava casera con el fin de notar una reacción química con liberación de gas. Forme

grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿han visto las lámparas de lava?¿Podrá construirse una lámpara de lava casero? ¿Cómo la fabricarían?

Materiales

2 pastillas efervescentes. 1 vaso de vidrio transparente alto.

0.1g anilina en polvo (0.5 mL de pintura líquida). ¾ taza de aceite incoloro.

¼ taza de agua. 1 cuchara plástica.

Procedimiento

1. Verter en el vaso el agua y el aceite. Luego, añadir el colorante. Agitar.

2. Dejar caer las tabletas efervescentes. Observar.

¿Qué sucedió?

De inmediato se produce un desprendimiento de gases, ya que las pastillas efervescentes se disuelven en el agua, deprendiendo

dióxido de carbono (CO2). Las burbujas del gas ascienden arrastrando agua a la superficie del aceite. Allí se desprende el gas, y el

agua que es más densa que el aceite, desciende. El proceso se repite y se produce un movimiento ascendente y descendente en el

interior del aceite.

Preguntar: ¿qué sucedió cuando se vertieron el aceite y el agua en el vaso? ¿Y al añadir las pastillas efervescentes? ¿Qué indicios

observan que se demuestra que ha sucedido una reacción química? ¿Qué compuestos se producen en la reacción? ¿Y cómo pueden

ser comprobados? Investiga la reacción química que se produce ¿cuáles son los reactivos y productos?

Explica el fenómeno químico que logra que se apague la llama.

144




3.

ECUACIÓN QUÍMICA

Una reacción química implica más de lo que puede

determinarse sólo por observación. Por lo tanto, los

químicos representan los cambios que ocurren en

una reacción mediante ecuaciones químicas; es

decir, a través de fórmulas y símbolos.

Partes de una ecuación química Reactivos: Son las sustancias que reaccionan y, se

escriben a la izquierda de la flecha.

Productos: Son las sustancias que se producen y,

se ubican a la derecha de la flecha.

En las reacciones más simples sólo participan un

reactivo y un producto; pero en ciertas reacciones

participan varios reactivos y productos.

El signo “más” se lee “reacciona con”.

La flecha separa reactivos de productos y da el

sentido de la reacción; se lee “ produce”.

Sobre la flecha se pueden detallar algunas

condiciones bajo las cuales se lleva a cabo la

reacción química. Por ejemplo, un triángulo

sobre la flecha significa calor ; los reactivos

deben ser calentados para que se efectúe la

reacción. La P, significa que se debe aplicar

presión a la reacción. En algunas reacciones

químicas se necesitan catalizadores; es decir

compuestos que aceleran la reacción, por lo

que se colocan sobre la flecha.

La doble flecha indica que la reacción puede

ser reversible.

En los productos, se pueden utilizar los siguientes

símbolos:

La sustancia que se forma es insoluble o se

produce un precipitado.

La sustancia que se produce se desprende en

forma de gas.

Coeficientes: Son los números colocados antes de

cada sustancia. Indican el número de moles que

reaccionan de cada reactivo y los moles de

producto formado (el coeficiente 1 se omite).

A continuación, se muestra un ejemplo señalando las

partes de la ecuación:

La ecuación se lee así: cuatro moles de cromo (Cr)

sólido reaccionan con tres moles de oxígeno (O2 )

gaseoso, para producir, en presencia de calor, dos

moles de óxido de cromo III (Cr 2 O3 ) sólido. De esta

manera, los reactivos son el cromo sólido y el gas

oxígeno; el producto es el óxido de cromo III sólido y

los coeficientes son 4, 3 y 2.

Al examinar una ecuación química, se puede saber

con exactitud cuáles elementos son las sustancias

que reaccionan y las sustancias que se producen.

+

¿Por qué algunas verduras y hortalizas pierden el color

verde al hervirlas?

Las verduras y hortalizas verdes poseen en sus tejidos

moleculares un pigmento denominado clorofila, que es

el que les otorga su color verde. Contienen un átomo de

magnesio en el centro de su molécula. La decoloracióno pérdida del color verde es porque el calor facilita que

el átomo de magnesio que se ubica en el centro de la

molécula, sea reemplazado por átomos de hidrógeno.

146




Figura 7 . La reacción de vinagre y polvo de hornear se utilizó hace años en los extintores debido a las burbujas producidas.

El compuesto vinagre es ácido acético (CH3COOH) y el polvo de hornear es hidrógeno carbonato de sodio

(NaHCO3). Esta reacción química se puede representar utilizando las fórmulas químicas de los reactivos y los

productos (Fig. 7).

También es importante determinar el estado físico de los reactivos y productos. Para indicar el estado de las

sustancias se ponen después de las fórmulas químicas, símbolos entre paréntesis: (g), (l ) y (s), para referenciar

el estado gaseoso, líquido y sólido respectivamente. Por ejemplo:

Para representar lo que sucede cuando es añadido cloruro de sodio (NaCl) al agua, se escribe:

→

Donde ac significa disolución acuosa. Al escribir la fórmula química del agua (H2O) sobre la flecha se indica el

proceso físico de disolver una sustancia en agua, aunque algunas veces no se coloca, para simplificar.

Es frecuente que durante una reacción se libere o absorba una cantidad de energía. Si las reacciones absorben

energía y, si esta energía consumida es calor, la reacción se nombra reacción endotérmica. Si la reacción

absorbe energía, la palabra energía se escribe junto a los reactivos en la ecuación. Por ejemplo:

Las reacciones que liberan energía se denominan reacciones exotérmicas y al escribir la ecuación, la palabra

energía se escribe con los productos. Por ejemplo, la ecuación de la reacción que se produce al quemarse gas

metano (CH4) en un mechero de Bunsen muestra que se libera energía.

147





ECUACIONES QUÍMICAS

El objetivo de esta actividad es que el estudiantado obtenga las ecuaciones químicas de las actividades realizadas (1-6) y que

especifique claramente todas las partes que las conforman, de tal manera que queden bien expresadas. Oriénteles para que en

grupos de trabajo de tres o cuatro estudiantes, analicen y escriban en su cuaderno las respuestas de las siguientes preguntas:

¿Cuáles fueron los reactivos y los productos?

¿Cómo especificas en la ecuación química que se ha formado un precipitado? ¿O se ha liberado en forma de gas?

¿Todas las reacciones químicas implican un cambio de energía? ¿Cuáles se han detectado con facilidad?

¿Cómo se leen las ecuaciones químicas?

ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… BIOTECNOLOGÍA

LA ENERGÍA DE UNA SEMILLA DE MANÍ

Los alimentos almacenan energía. Cuando un animal consume semillas de maní, su cuerpo transforma la energía almacenada en

otras formas de energía; por ejemplo, la energía que usa para moverse. Además, parte de esa energía se convierte en calor; la cual,

ayuda a mantener la temperatura de su cuerpo. Así, el objetivo de esta experiencia es comprobar que los alimentos, como el maní

en este caso, aportan a quienes los consume la energía que tienen almacenada.

Aunque se hará esta experiencia con la finalidad de demostrar la liberación de energía de un alimento; también es importante para

que el estudiantado diferencie la combustión del maní entre la obtención de energía del organismo. A pesar, que en los dos casos se

libera energía de los alimentos, en el cuerpo no se produce una llama, luz ni se produce un aumento en la temperatura tan

pronunciado y repentino. El proceso de obtención de energía a partir de los nutrientes es más lento, la temperatura no aumenta

demasiado, ya que dañaría al organismo y, la mayor parte de la energía se utiliza. Se sugiere formar grupos de 3 estudiantes.

Repártales los materiales que necesitarán.

Materiales1 semilla de maní. 1 alfiler. 1 tubo de ensayo. 1 pinza de madera.

1 tapón de corcho. 1 encendedor. 1 termómetro. 5 mL de agua.

Procedimiento

1. Clavar un extremo del alfiler en el corcho y en el otro extremo, el maní. ¡Cuidado de no lastimarse con el alfiler!

2. Ponen el agua en el tubo de ensayo e introducir el termómetro. Medir la temperatura del agua. Esta será la temperatura inicial.

3. Encender el maní y con la llama que desprende, calentar el tubo que contiene el agua. Deberán sostener el tubo con la pinza de

madera para no quemarse.

4. Luego de transcurrir 10 minutos, introducir el termómetro en el tubo y medir la temperatura final.

Pregúnteles: ¿cuánto varió la temperatura (Temperatura final - Temperatura inicial) del agua? ¿Qué significa este cambio? ¿Cómo

ha quedado la semilla de maní? ¿Habrá liberado toda la energía contenida o todavía tendrá más? ¿Consideran que toda la energíaque desprendió el maní se usó para calentar el agua? (Explica) ¿qué conclusión sacarían a partir de esta experiencia respecto al

aporte del maní al organismo humano al ingerirlo? ¿En qué se diferencia lo que ocurrió en el experimento de lo que sucede en

nuestro cuerpo? ¿Por qué las semillas de maní son fácilmente combustibles? Investiga la ecuación química que se ha producido.

148




RESUMEN

Ecuación química: Forma de escribir una reacción química empleando los símbolos, el estado físico y

condiciones de las partículas que participan (iones, átomos, moléculas, etc.).

Precipitado: Es la suspensión de partículas sólidas pequeñas producidas en una reacción.

Reacción química: Cambio mediante el cual uno o más elementos químicos o compuestos (reactivos) forman

compuestos diferentes (productos). Todas las reacciones químicas son reversibles, es decir, los productos

pueden reaccionar dando lugar a los reactivos.


1. ArgenBio por qué Biotecnología (2004). La Energía de una semilla de maní. Extraído en agosto de 2011

desde http://goo.gl/RAI4l

2. El rincón de la Ciencia (s.f.) El rincón de los Experimentos. Experimentos de Química. Extraído en julio de

2011 desde http://goo.gl/W8EAM

3. Estefanía, L. (2004) Magia Ciencia: Trucos con física y química. 1ª Edición. Argentina: Editorial Albatros.

Colección Abracadabra.

4. Oxford University Press (2003). Diccionario de Química. España: Editorial Complutense.


C.V.

6. Profesor en línea (s.f.) Cambios químicas en la materia. ¡Tu ayuda para las tareas! Extraído en julio de 2011

desde http://goo.gl/oXL4u

7. Química Web (s.f.). Cambios químicos en la materia. Unidad Didáctica 6. Extraído en julio de 2011 desde

http://goo.gl/pJSVO

8. Universidad Autónoma de Guadalajara (2007). Estequiometría. Material. Extraído en julio de 2011 desde

http://goo.gl/24rOS

149

http://goo.gl/W8EAM

http://goo.gl/W8EAM





1. ¿Cuál de los siguientes fenómenos es un ejemplo de cambio químico?

a. Ebullición del agua. c. Evaporación de alcohol.

b. Fusión del hielo. d. Combustión del gas natural.

2. Explica qué es una reacción química y cómo se produce. ¿Cómo puedes saber que se ha llevado a cabo una

reacción química?

3. ¿Cuál de las siguientes observaciones en un experimento no indica la ocurrencia de una reacción?

a. Cambio de color. c. Emisión de gases.

b. Conservación del color. d. Formación de precipitado.

4. De los procesos que se presentan, responde las preguntas que se listan:

1.

2.

3.

4.

a. Identifica los reactivos y los productos de la reacción química. Escribe sus fórmulas.

b. Escribe la ecuación química correspondiente.

5. Escribe las ecuaciones con palabras y las ecuaciones químicas de las siguientes reacciones:

a. El magnesio metálico y el agua se combinan para producir gas hidrógeno e hidróxido de magnesio sólido.

b. Cuando se aplica energía (calor) al heptahidrato de sulfato de manganeso (II), este se descompone y

forma agua líquida y monohidrato de sulfato de manganeso (II) sólido.

c. El potasio sólido reacciona con agua líquida para formar hidróxido de potasio acuoso y gas hidrógeno.

6. Observa las siguientes ecuaciones químicas:

a.

+ + Calor

150




b.

Explica toda la información que proporciona esta ecuación sobre la reacción química que representa.

7.

Nombra las sustancias que se hallan implicadas en las ecuaciones químicas:a.

b.

+ Calor

Una molécula

de metanoDos moléculas

de oxígeno

Una molécula de

dióxido de carbono

Dos moléculas

de agua

151



CONTENIDOS

1. Nomenclatura de compuestos químicos inorgánicos

ternarios.

2. Escala de pH.

3. Tipos de reacciones.

4. Clasificación de reacciones químicas de acuerdo al

producto formado.

INDICADORES DE LOGRO1. Clasifica los compuestos inorgánicos ternarios en

hidróxido, ácido oxácido y sal.

2. Identifica a los diferentes tipos de nomenclatura

inorgánico: stock, tradicional y sistemática.

3. Elabora diferentes fórmulas químicas, explicando su

función química y obtención: hidróxidos, ácidos y

sales.

4. Describe con seguridad la escala de pH.

5. Clasifica las sustancias en base y ácidos.

6. Identifica el pH por medio de indicadores.

7. Representa una reacción química, identificando sus

componentes.

8. Distingue los distintos tipos de reacciones químicas:

redox, neutralización, precipitación, combinación,

descomposición, desplazamiento sencillo y doble

desplazamiento.

PALABRAS CLAVE

Nomenclatura química, compuestos ternarios,

hidróxido, ácido, sal, escala de pH, reacción de:

neutralización, precipitación, descomposición,

combinación, desplazamiento sencillo, doble

desplazamiento, redox.

Lección 12. REACCIONES QUÍMICAS


El ser humano se rodea de diversas reacci

químicas como la corrosión de ciertos metale

descomposición de la materia orgánica, etmuchos otros generados por él mismo, com

preparación de fertilizantes, la combustión de

derivados del petróleo, etc.; por ello, las reacci

químicas son importantes para el desarrollo d

vida.

DESCRIPCIÓN

La lección inicia explicando la nomenclatura d

compuestos inorgánicos ternarios; ya que, pa

estudio de las reacciones químicas se elemental manejarlos. Seguidamente, se

abordado la temática de la escala de pH

comprender la combinación de las bases, ácid

sales; así como, son las reacciones químicas.

Finalmente, se tratan los tipos de reacci

químicas: neutralización, redox, precipita

combinación, desplazamiento sencillo y dob

descomposición.



REACCIONES QUÍMICAS Química

1. NOMENCLATURA DE COMPUESTOS QUÍMICOS

INORGÁNICOS TERNARIOS

a necesidad de una nomenclatura general se

hizo evidente en la medida en que crecía el

número de compuestos conocidos. De esta

manera, surgió un lenguaje único, sistematizado y

uniforme para la identificación de las sustancias

químicas. En esta lección iniciaremos estudiando la

nomenclatura de algunos compuestos químicos

antes de estudiar los distintos tipos de reacciones.

Según las fórmulas de los compuestos químicos,

estos pueden clasificarse de acuerdo al número de

elementos que las conforman: binarios (Lección 9),

ternarios y poliatómicos.

Los compuestos ternarios están formados por tres

elementos distintos y se clasifican, en: hidróxido,

ácido oxácido y sal ternaria.

1. Función hidróxido o base: Están formados por la

unión del ión hidroxilo, hidróxido u oxidrilo (OH -)

con un catión metálico. Así:

Hidróxido de zinc

La formula general es: Donde indica el

metal y el número de iones hidróxido (OH), que

corresponde al estado de oxidación del metal. Los

hidróxidos son el resultado de la reacción entre un

óxido metálico (óxido básico) con agua, originando

una base creada por un metal y el grupo hidroxilo;

por ejemplo:

Hidróxido de potasio

La Tabla 1 muestra ejemplos de hidróxidos con sus

respectivos nombres, empleando la nomenclatura

tradicional:

Tabla 1 . Ejemplos de hidróxidos.

Fórmulaquímica

Nomenclaturatradicional

AgOH Hidróxido de plataCa(OH)2 Hidróxido de calcio

Fe(OH)3 Hidróxido férrico

En el sistema tradicional, se inicia con el nombre

hidróxido seguido de la terminación -oso si se trata

del menor número de oxidación y se usa ico, si se

refiere al mayor número de oxidación. En el caso de

que el elemento tuviera solamente un número de

oxidación; se emplea el nombre del metal.

Hidróxido de sodio

Hidróxido cuproso

Hidróxido cúprico

L


FORMACIÓN DE UN HIDRÓXIDO: HIDRÓXIDO DE CALCIO [Ca(OH)2]

Con esta actividad se demostrará la formación de un hidróxido a partir de la reacción de un óxido metálico con agua. Asimismo, se

detectará nitrógeno presente en el cabello convirtiéndolo en amoníaco (NH 3) el cual, es una base. Forme grupos de tres estudiantes y

repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿han usado cal para abonar la tierra de una planta en una maceta o el jardín?

¿Tendrá nitrógeno nuestro cabello? ¿Qué compuestos lo contienen?

Materiales

Una muestra de cabello. Un Mechero de alcohol.

1 Frasco pequeño de vidrio de Gerber®. Agua (cantidad necesaria).

1 Base de hierro o rocas (para sostener el bote de Gerber®).

1 g de óxido de calcio (CaO) (encuéntrelo en ferreterías o construcción).

Si no poseen un mechero de alcohol, pueden construirlo artesanalmente de la siguiente manera:

1. Usar un frasco de Gerber® y en su tapadera realizar una perforación en el centro.

2. Agregar alcohol en el envase e introducir una cinta de tela de algodón. Cerrarlo y listo.

153




Una lista de cationes y aniones comunes aparecen en la Tabla 2:

Tabla 2. Fórmulas, cargas iónicas y nombres de algunos iones comunes

Cationes comunes Aniones comunes

Fórmula Carga iónica Nombre iónico Fórmula Carga iónica Nombre iónico

Li+ 1+ Ión litio F- 1- Ión fluoruro

Na+ 1+ Ión sodio Cl- 1- Ión cloruro

K+ 1+ Ión potasio Br- 1- Ión bromuro

NH4+ 1+ Ión amonio I- 1- Ión yoduro

Ag+ 1+ Ión plata OH

- 1- Ión hidróxido

Mg2+

2+ Ión magnesio CN- 1- Ión cianuro

Ca2+

2+ Ión calcio ClO- 1- Ión hipoclorito

Ba2+

2+ Ión bario ClO2- 1- Ión clorito

Zn2+

2+ Ión zinc ClO3- 1- Ión clorato

Cu2+ 2+ Ión cúprico o ión cobre (II) ClO4- 1- Ión perclorato

Hg22+ 2+ Ión mercurioso o ión mercurio (I) CH3COO- 1- Ión acetato

Hg2+ 2+ Ión mercúrico o ión mercurio (II) MnO4- 1- Ión permanganato

Co2+ 2+ Ión cobaltoso o ión cobáltico NO2- 1- Ión nitrito

Ni2+ 2+ Ión niqueloso o ión níquel (II) NO3- 1- Ión nitrato

Pb2+ 2+ Ión plumboso o ión plomo (II) SCN- 1- Ión tiocianato

Sn2+ 2+ Ión estannoso o ión estaño (II) O2- 2- Ión óxido

Fe2+

2+ Ión ferroso o ión hierro (II) S2-

2- Ión sulfuro

Fe3+ 3+ Ión férrico o ión hierro (III) SO42- 2- Ión sulfato

Cr3+

3+ Ión crómico o ión cromo (III) PO43-

3- Ión fosfato

Al3+

3+ Ión aluminio HCO3- 1-

Ión bicarbonato o iónhidrógeno carbonato

Procedimiento

1. Introducir la muestra de cabello en el fondo del bote, procurando que quede un poco suelto.

2. Adicionar el óxido de calcio (CaO). Luego, agregar el agua de modo que cubra justamente la muestra.

3. Calentar suavemente el bote con el mechero hasta que el contenido comience a hervir. Con su mano llevarán los vapores que

emanan del bote, hacia la nariz. Por ningún motivo se inhalará directamente los vapores del bote, debido a que el gas

resultante es irritante.

¿Qué sucedió?

Al someter al calor la muestra de cabello en presencia de óxido de calcio, la proteína del cabello (queratina) libera amoníaco

(NH3); que tiene carácter básico y se detecta por su olor característico. En este experimento, el óxido de calcio reacciona con el

agua y se forma hidróxido de calcio, Ca (OH)2. La ecuación siguiente representa la reacción química que se produce: . El Ca (OH)2 reacciona con las proteínas, descomponiéndolas y liberando NH3.

Investiga

¿Por qué el amoníaco (NH3 ) es una base? ¿Qué otro nombre recibe el óxido de calcio? ¿Por qué?

¿De qué forma nos dimos cuenta de que el cabello contiene nitrógeno?

¿Qué tipo de compuesto se formó al reaccionar el óxido metálico (CaO) con el agua?

Escribe la ecuación química balanceada que representa esta reacción, especificando el estado físico de sus componentes.

154




2. Función ácido oxácido, oxiácido u oxácido: Los

ácidos ternarios se constituyen de hidrógeno,

oxígeno y un elemento no metálico o un metal

de transición. Su fórmula general es: en

donde es el elemento no metálico o metal de

transición, y son el número de átomos de

cada uno de los elementos que participan.

Los oxácidos son los ácidos que poseen oxígeno y

son el resultado de la reacción del agua con óxidos

no metálicos (anhídrido u óxido ácido); es decir:

Ácido nítrico

Ácido nitroso

En el ejemplo, el nitrógeno al poseer dos valencias,forma dos óxidos distintos, cada uno de los cuales

genera un ácido diferente al reaccionar con agua. La

Tabla 3, presenta ejemplos de ácidos oxácidos con

su respectivo nombre, usando sólo el sistema de

nomenclatura tradicional:

Tabla 3 . Ejemplos de ácidos oxácidos.

En la nomenclatura tradicional, al compuesto se le

nombra con la palabra ácido. Se hace uso del sufijo -

oso para números de valencia 1 y 2; -ico para los

número de valencia 3 y 4. El prefijo hipo- para los

números de valencia 5 y 6, y per-, para el número de

valencia 7.

Los oxácidos más comunes son listados en la Tabla

4. Es importante conocer los nombres y fórmulas de

estos ácidos, debido que los nombres de todos los

ácidos y sales ternarias son derivados de ellos.

Tabla 4 . Fórmulas químicas de algunos ácidos oxácidos.

Fórmulaquímica

Número deoxidación delátomo central


Fórmulaquímica

Número deoxidación delátomo central


H2SO3 +4 Ácido sulfuroso H2SO4 +6 Ácido sulfúrico

HNO2 +3 Ácido nitroso HNO3 +5 Ácido nítrico

H2SeO3 +4 Ácido selenioso H2SeO4 +6 Ácido selénico

HBrO2 +3 Ácido bromoso HBrO3 +5 Ácido brómico

Para poder determinar el número de oxidación en

los oxácidos se siguen los siguientes pasos:

1. Se escriben los números de oxidación que se

conocen; es decir, los que no cambian. En el

caso del ácido perclórico:

serán el

hidrógeno y oxígeno. El cloro es el elemento

con número de oxidación desconocido (x); ya

que, puede variar.

2. Se multiplica el número de oxidación de los

elementos químicos que no varían por todos

los subíndices:

3. Se despeja (x):

Así, 7 es el número de oxidación del cloro; ya que, la

suma de las cargas iónicas es igual a cero; que

equivale a que posee tantas cargas positivas como

negativas.

Se indica que los oxácidos con el elemento central

en el estado de oxidación más alto, por lo general

contienen más átomos de oxígeno y los que tienen

bajos estados de oxidación, poseen menos átomos

de oxígeno.

Fórmulaquímica


HClO Ácido hipocloroso

HClO2 Ácido cloroso

HClO3 Ácido clórico

HClO4 Ácido perclórico

155




3. Función sal : Es el producto de la reacción entre

un ácido y una base. En esta reacción se forma

una sal y agua, excepto cuando se combina un

óxido no metálico y un óxido metálico. Se

distinguen: la sal neutra, sal ácida, sal básica y

sal doble.

1. Sal neutra u oxisal : Son compuestos formados

por un hidróxido y un oxiácido. La designación

que reciben las sales provienen del nombre del

ácido oxácido que las origina.

Sulfato de sodio

Estas sales ternarias son compuestos que resultan

de reemplazar todos los hidrógenos del ácido por el

elemento metálico del hidróxido.

Hipoclorito de sodio

Para nombrar una sal que deriva de un ácido cuyo

nombre específico termina en – oso, se reemplaza

por la terminación – ito.


FORMACIÓN DE UN ÁCIDO OXÁCIDO: ÁCIDO CARBÓNICO [H2CO3]

Con esta actividad se obtendrá un ácido oxácido mediante la reacción de un anhídrido con agua. Forme grupos de tres o cuatro

estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿alguna vez han probado la leche agria? ¿Han tenido malestarestomacal después de haber comido demasiado? ¿Qué han sentido cuando les pica una hormiga? ¿Qué será un compuesto ácido?

¿Qué sustancias deberán hacerse reaccionar para obtenerlo?

Materiales

2 g de carbón. 1 manguera de tres a cinco mm de diámetro.

1 Frasco de vidrio de Gerber® con su tapadera. 1 cinta adherente tapagoteras.

1 base de hierro o rocas (para sostener el frasco de Gerber®). Mechero de alcohol (Actividad 1).

1 botella plástica transparente. Agua (cantidad necesaria).

Procedimiento

1. Realizar un agujero en la tapadera del frasco de Gerber® a la medida del diámetro de la manguera. Introducir la manguera en el

agujero y asegurarla con la cinta adherente, de tal forma que evite la salida de los vapores que se produzcan.

2. Colocar el carbón en el bote y cerrarlo con su tapadera.

3. Llenar ¾ de la botella plástica con agua e introducir el otro extremo de la manguera.

4. Poner el frasco de Gerber® a la llama del mechero de alcohol. Observar.

¿Qué sucedió?

En el frasco de Gerber® se produce una combustión y se obtiene dióxido de carbono (CO 2); el cual, es un anhídrido, en forma de

gas. La producción de este gas se comprueba mediante el burbujeo del agua contenida en la botella plástica. La reacción química

que se produce se presenta así .

¿Qué sucedió?

Después de aproximadamente cinco minutos, se obtiene un ácido oxácido por la reacción del anhídrido, ya antes obtenido, con el

agua. Este ácido recibe el nombre de ácido carbónico (H2SO

3). La reacción química que se da se presenta mediante la ecuación

siguiente:

Pregúnteles: ¿qué sucedió cuando se calentó la muestra contenida en el frasco de Gerber®? ¿Cómo se comprobó la formación del

anhídrido? ¿Cuál es la ecuación que representa la reacción química de la formación del anhídrido? (Específica el estado físico de los

compuestos) Indica la ecuación que representa la reacción química de la formación del ácido oxácido y especifica el estado físico de

los componentes.

156




Análogamente, cuando el nombre específico delácido termina en – ico, este se cambia por – ato; se

especifican en la Tabla 5. La tabla 6, presenta

ejemplos de sales neutras con su nombre en la

nomenclatura tradicional.

Tabla 5 . Nomenclatura de la sal neutra.

Nombre delácido

Nombre de lasal neutra

Hipo –oso Hipo –ito

-oso -ito

-ico -atoPer –ico Per –ato

Tabla 6 . Ejemplo de sales neutras.

Fórmulaquímica


Na3PO4 Fosfato de sodio u ortofosfato de sodio

LiClO4 Perclorato de litio

Mg(BrO)2 Hipobromito de magnesio

En el sistema tradicional se utiliza como nombre

genérico el nombre del no metal con el sufijo y el

prefijo correspondiente a su número de valencia y

como nombre específico el nombre del metal, que

es el elemento dado por el hidróxido.

2. Sales ácidas: Estas surgen cuando los elementos

metálicos no reemplazan a la totalidad de los

hidrógenos catiónicos. Los ácidos deben poseer

dos o más hidrógenos en su molécula para que

se formen estas sales. La molécula de las sales

ácidas une un metal y un radical negativo, pero

entre ellos se halla el hidrógeno.

Carbonato ácido de potasio o

Bicarbonato de potasio

Sulfato ácido de litio o

Bisulfato de litio

Para poder nombrarlos en el sistema tradicional se

siguen las mismas reglas de las sales neutras, sólo

que en este caso, se debe agregar la palabra ácido

antes del nombre del metal. La Tabla 7, presenta

ejemplos de sales ácidas:

Tabla 7 . Ejemplo de sales ácidas.

Fórmulaquímica


KHCO3 Carbonato ácido de potasio/bicarbonato de potasio

NaHSO4 Sulfato ácido de sodio/ bisulfato de sodio

3. Sal básica: Se obtienen cuando se sustituye de

forma parcial los grupos hidroxilo (OH-) por los

aniones de un ácido.

Carbonato básico dehierro (III)

En su fórmula se escribe primero el metal; luego, el

OH y finalmente el radical; se nombra en primer

lugar el nombre del radical de la sal; luego, la

palabra básico y el elemento metálico o bien, si en

su fórmula no aparece el OH, sólo se menciona el

nombre del radical para la sal y luego se anota el

nombre del metal.

Nitrato básico de cobre (II)

4. Sal doble o mixta: Se obtiene al sustituir todos

los hidrógenos del ácido por átomos metálicos

distintos de hidróxidos. En la fórmula se escribe

los dos metales en orden de electropositividad y

por último, el radical. Las normas para poder

¿Por qué las sales conducen la corriente?

Los electrolitos son aquellas sustancias que al disolverse

en el agua permiten el paso de la corriente eléctrica.

Uno de los electrolitos más utilizados es la sal común

(NaCl).

Al disolverse en el agua, la sal se disocia en sus iones

correspondientes (catión sodio Na+ y anión cloruro Cl-).

Estos iones se mueven en la disolución; por lo tanto, si

introducimos los extremos de un circuito eléctrico, se

efectuará el paso de la corriente eléctrica a causa del

movimiento de los iones, pues crecerá la conductividad

del medio acuoso.

157




denominarlos en el sistema tradicional son las

mismas de las sales ácidas.

Sulfato de aluminio y potasio (alumbre)

2. ESCALA DE pH

Un agricultor o un buen jardinero necesita conocer

la acidez o la basicidad del suelo para determinar si

las plantas que desea cultivar son idóneas para el

tipo de suelo o debe mejorar sus condiciones. Por

ello ¿qué les recomendaría hacer para determinar la

acidez o la alcalinidad del suelo y que sea idóneo

para el buen desarrollo de las plantas?

El pH es una medida de la acidez o alcalinidad. Laescala de pH va desde: 0 (acidez máxima) hasta 14

(nivel básico máximo) y el punto medio es 7 donde

existe un equilibrio entre la acidez y la alcalinidad;

dicha solución sería neutral (Fig. 1).

Figura 1. El científico alemán Richard Martín Willstätter (1872-

1942) fue el primero que describió el cambio de color de las

antocianinas, que son los pigmentos que otorgan el color rojo,

púrpura o azul a las hojas, flores y frutos de ciertas plantas.

Estos pigmentos son un mecanismo de defensa contra la luz

ultravioleta (UV) y evitar la producción de radicales libres. Al

cambiar la acidez, es decir el pH de la planta, los colores de las

antocianinas cambian. Por eso es que observamos que las hojas

cambian de color, como en las hojas de mango.

El agua es un disolvente único y por tal razón se

halla implicada en varios experimentos de

laboratorio y aplicaciones biológicas e industriales

que incluyen ácidos y bases. Empero, el agua es un

electrólito débil y por ello, un mal conductor de

electricidad, debido a que experimenta una ligera

ionización, en otras palabras, una pequeña fracción

de esta se disocia en los iones que componen la

molécula: ión hidronio (H3O+, ión ácido) e ión

hidróxido (OH+, ión básico):

Cuando en una solución la concentración de H3O+ es

mayor que la de OH-, entonces, es ácida; pero si la

concentración de OH- es mayor que la de H3O+ es

básica o alcalina. Mientras que la solución será

neutra cuando su concentración de H3O+ es igual a

la de OH-.

Frecuentemente, para abreviar, se usa la fórmula H+

(ión hidrógeno) para la representación del H3O+:

. El ión hidronio (H3O+), es la

mejor forma de representar la estructura externa

del H+ hidratado en solución acuosa. Las

concentraciones de H3O+ y de OH- en disolución

generalmente son bajas, por ello se usa una forma

más práctica y rápida para medir la basicidad y la

acidez de una disolución, es decir, se utiliza el

concepto de pH (Fig. 2).

El término pH significa potencial de hidrógeno. La

escala de pH es una forma útil para poder describir

la concentración de H3O+ en soluciones ácidas y la

de OH- en soluciones básicas, para medir la acidez y

basicidad de una disolución. Por definición, el pH de

una disolución es el logaritmo negativo de una

expresión numérica de la concentración molar de

H3O

+

(Ec. 1), es decir, que la diferencia entre unaunidad y otra atañe a un cambio de potencia de 10.

Por ejemplo, una muestra que posee un valor de pH

5, es diez veces más ácida que una muestra de pH 6.

Del mismo modo, una muestra de pH 4 es cien

veces más ácida que la de pH 6. El resultado del

cálculo del pH, es una cantidad sin unidades.

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Más ácido Más básico

Neutro

158




( [])

[] [] Ec. 1

Multiplicando por -1 a ambos lados de la ecuación,resulta (Ec. 2):

[] Ec.2

La definición matemática para logaritmo base 10, es

la siguiente (Ec. 3):

Ec.3

Entonces, si: [] y

Se obtiene: [] Ec. 4

De la ecuación 4, se observa que el pH es el valor

negativo del exponente de la concentración de los

H3O+. Por ejemplo, si la concentración de H3O+ de

una solución es 10-10 M significa que posee un pH de

10. ¿Cómo se relacionan estos números con la

concentración de OH-? Si se multiplican entre sí la

concentración de iones hidronio e iones hidróxido,el producto es 10

-14 (Ec. 5):

[] [] Ec. 5

Si en la Ecuación 5, tomamos logaritmos decimales

en ambos miembros, obtenemos lo siguiente:

[] [] [] []

[] []

Por ello, si el pH de una solución es 9, entonces, la

concentración de los iones hidronio es 10-9 M y la

concentración de iones hidróxido es (10-14 /10

-9) M

que es 10-14-(9); es decir, 10

-5 M.

Figura 2 . Valor aproximado de pH de algunas sustancias.

Para medir el pH de una disolución se pueden usar

dos métodos en función de la precisión con que se

desea realizar la medida:

1. pH -metro: Se usa para hacer mediciones que

demandan exactitud. Determina el pH por el

método llamado potenciométrico (Fig. 3).

Figura 3. Un pH-metro digital.

Electrodo

Pantalla digital

Botones decalibración

Solución a medirel pH

Ácido clorhídrico (HCl)Ácido de baterías

Jugo de limónVinagre

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

Amoníaco (NH3)

Orina humanaLeche

Agua de mar

Bicarbonato de sodio

Agua destilada

Café negroAgua lluvia

Bebidas gaseosas

Pasta dentalLeche de magnesia

Lejía

Vino y cerveza

Neutro

Básico

Ácido

159




El medidor de pH mide esencialmente el potencial

electroquímico entre un líquido conocido (patrón)

en el interior del electrodo de vidrio (membrana) y

una solución desconocida. Cuando el electrodo de

vidrio entra en contacto con la solución patrón se

constituye un potencial electroquímico que hace

que los H3O+ interactúen con él y determine el pH

de la muestra tratada (Fig. 4).

Figura 4. El pH-metro se calibra por medio de tres diferentes

soluciones tampón que tienen pH de 4, 7 y 10.

2. Indicadores: Para mediciones de pH que no se

necesita mucha precisión se usan sustancias

llamadas indicadores, que varían de color de

manera reversible según el pH del medio y se

añaden de forma directa a ella, tal como, la

fenolftaleína, azul de bromocresol, amarillo de

metilo, etc. (Fig. 5).

Se usan también, tiras de papel indicador llamados

papel tornasol , que al ser sumergidos en la

disolución adoptan un color de acuerdo a la

concentración de protones que se hallan en la

disolución (Fig. 6).

Figura 6 . A. El papel indicador se sumerge un par de segundos

en la disolución a examinar. Se espera durante 10 -15 seg., y

luego se compara el color resultante con los de la escala de

colores.

3. TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Así como existen miles de especies animales y de

plantas, hay muchos tipos distintos de reacciones

químicas; las cuales, se hace necesario conocerlas y

clasificarlas.

¿Por qué balancear el pH en los productos para la piel?

La capa externa de nuestra piel posee una estructura de

queratina, igual que nuestro cabello. Los productos que

dan brillo a la piel y la aclaran tienen un pH más alto. Su

propósito es remover la capa de queratina que puede

poseer células muertas.

Las células nuevas de la parte interna se notan frescas y

más vibrantes. Casualmente, el uso de estos productos

básicos sobre la piel pueden ayudar; pero el uso muycontinuo daña la piel saludable al eliminar muchas

capas de células.

i l e t

e

e t i l

z l

e t i

l

r i l l

e

e t i l

r

j

e

e t i l

j

e

e t i l

F e

l f t l e í

z l

e

r

c r e s

l

1413

12

11

10

9

8

7

6

5

4

3

2

1

0

T i

l f t l e í

r i l l

e

l i z r i

Figura 5 . Indicadores de uso muy frecuente en el laboratorio. La

columna de color negro indica los valores de pH.

160




Reflexione lo siguiente: si fuera al parque nacional El

Imposible y viera por primera vez animales que

jamás había observado ¿cómo sabría si debería

tenerle precaución o no?


DETERMINAR SI UNA SUSTANCIA ES ÁCIDA, BÁSICA O NEUTRA UTILIZANDO UN INDICADOR

En esta actividad se preparará un indicador a partir del repollo morado y se usará para establecer el valor aproximado del pH dealgunas sustancias y determinar si son ácidas, básicas o neutras. La medición de acidez o basicidad de las sustancias se basará en el

cambio de color del líquido según el pH de la sustancia a la cual se agregue. El indicador del jugo del repollo morado posee una

molécula, la antocianina, que es la responsable de los cambios de color (Fig. 7). Forme grupos de tres estudiantes y repártales los

materiales que utilizarán. Pregúnteles: ¿podrían lograrse indicadores naturalmente? ¿De qué frutas, verduras o hierbas? ¿Será que

todas las sustancias poseen valores de pH diferentes? ¿Cuáles podrían ser los valores aproximados del pH de algunas sales

domésticas?

Materiales

½ repollo morado. 1 colador de orificios pequeños.

Agua caliente (cantidad necesaria). 1 mortero casero o instrumento para triturar.

1 olla pequeña. 3 vasos plásticos transparentes pequeños.

4 cucharas plásticas. Marcadores.2 cucharadas de: jugo de limón (ácido cítrico [C 6H8O7]) y lejía (hipoclorito de sodio 5% m/v [NaClO]).

Diversas muestras: polvo de hornear, jabón líquido, tableta de Alka -Seltzer®, una soda, entre otros.

Procedimiento

1. Cortar las hojas del repollo en trozos pequeños y colocarlos en capas hasta un grosor de dos cm dentro de la olla.

Le deberán agregar el agua hasta cubrir la superficie de las capas.

2. Triturar con el mortero las hojas del repollo hasta obtener un extracto de color morado profundo.

3. Verter el indicador en los vasos plásticos hasta ¼ de su capacidad. Tres vasos les servirán de testigos; es decir, que con esto se

efectuarán las comparaciones de las muestras por analizar; los cuales, se identificarán de la siguiente manera: el vaso 1 será el

pH ácido; el vaso 2, pH básico y el vaso 3, pH neutro. Los demás vasos serán adonde se colocarán las muestras.

4. En el vaso 1 poner el jugo de limón, en el vaso 2, verterán la lejía y en el vaso 3, agua. Observar.

5. Finalmente, en el vaso 4 y en los restantes deberán colocar las muestras por analizar.

¿Qué sucedió?

Según el cambio el color de las muestras en el indicador, se determinará si es ácido, básico o neutro comparándolo con el torno de

las soluciones testigos, como se ve en la figura de abajo.

Pregúnteles: ¿las sustancias como el jugo de limón y vinagre son ácidos o básicos? ¿Cuál ión podría explicar esta característica? ¿En

las soluciones limpiadoras como la lejía o la soda caústica, cuál ión podría estar implicado? ¿Cuáles muestras resultaron ser ácidas,

básicas o neutras? ¿Cómo llegó a dicha inferencia?

<2 4 6 7 7.5 9 10 12 13>Escala de pH

161




Posiblemente, si observa un tigrillo pensaría que se

parece a un gato; en cambio, si se le aparece un

pajuile, cuya apariencia es similar a la del pavo, será

más seguro que huya el ave de usted (Fig. 7).

De la misma manera que los biólogos clasifican los

seres vivos, los químicos organizan las reacciones

químicas. A continuación, se detallan los distintos

tipos de reacciones químicas que se manifiestan:

Figura 7 . A. El tigrillo es un mamífero carnívoro y B. El pajuil es

un ave galliforme; especies que habitan en la reserva natural El

Imposible (Ahuachapán).

Reacción de Neutralización

La reacción de un ácido con una base se denomina

reacción de neutralización; porque las propiedades

de ambos compuestos se minimizan o neutralizan

cuando reaccionan entre sí.

Por ejemplo, tanto en los laboratorios como en el

hogar se utiliza con frecuencia el ácido clorhídrico

(HCl) diluido aproximadamente al 50% v/v; con el fin

de remover el exceso de cemento que queda

durante la colocación de la cerámica.

El hidróxido de sodio (NaOH) es una sustancia que se

usa, por lo común, en el laboratorio y el hogar; y es

el principal componente de muchos productos de

limpieza de las cañerías. Ya que el HCl es una

sustancia ácida y el NaOH es una sustancia básica, y

si se combinaran resultaría una neutralización.

Se nombra de neutralización porque el ácido y la

base dejan de serlo al reaccionar entre sí; pero, esto

no significa que el pH de la disolución que se obtiene

sea neutro. Seguidamente, se presenta un ejemplo

de reacción de neutralización (Fig. 8).

Figura 8. A. En un principio se posee una mezcla de iones. Alocurrir la reacción de neutralización, B. los H3O

+ reaccionan con

los OH- formando agua (H2O), quedando los iones de sodio y

cloro en la solución y produciéndose una solución de cloruro de

sodio (NaCl) en agua.

A B

H+

Cl-

OH+

Cl- Na+

H2O

A B


REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN

Nuestro estómago secreta naturalmente ácido clorhídrico (HCl), que activa el pepsinógeno y lo transforma en pepsina para llevar a

cabo el proceso de la digestión. En ocasiones por diversas razones (abuso de comidas, tensión nerviosa, difícil digestión, etc.)

aparece la hiperacidez que puede provocar efectos irritantes en las paredes del estómago y el esófago.

Para combatir la acidez estomacal se deben utilizar sustancias de carácter básico; ya que reaccionan con los ácidos para formar sal

y agua (reacción de neutralización), estas sustancias son los antiácidos. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los

materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿alguna vez han tomado un antiácido para aliviar el malestar estomacal? ¿Qué han

sentido luego de haberlo ingerido? ¿Cómo determinaría entre dos diferentes marcas de antiácidos, cuál es la más eficiente?

Materiales

1 frasco de limpiador de inodoro (10% v/v ácido clorhídrico) (Bowl Cleaner®) o vinagre (ácido acético, CH 3COOH).

1 taza de extracto de repollo morado (indicador) (Actividad 3) (Fig. 7).

Diversos antiácidos: Alka -Seltzer®, Tums®, Rolaids®, Malox®, entre otros.

Na+

162




Reacción de Óxido-reducción o redox

¿Qué tipo de reacción ocurre en una manzana que ha

sido mordida? Después, que da cada mordida a la

fruta, aparecen puntos de manchas cafés ¿Qué

causa el color café que aparece en las frutas y en las

verduras después de pelarlas? Es de recordar, que el

cambio de coloración, es una de las señales de que

ha ocurrido una reacción química.

Una reacción redox se caracteriza porque hay una

transferencia de electrones, donde una sustancia

gana electrones y la otra sustancia los pierde. Es

decir, que una sustancia se reduce y otra se oxida, de

ahí su nombre. Muchas reacciones importantes son

reacciones redox. La formación de herrumbre (Fig. 9)

y la combustión de hidrocarburos, son algunos

ejemplos.

Figura 9. Un clavo de hierro (Fe) se oxida (Fe2O3) cuando es

expuesta al agua y al aire.

Si analizas la ecuación de la reacción entre el zinc y el

oxígeno, se observa cuáles son los átomos que ganan

electrones y cuáles los pierden.

Asimismo, puede determinarse dónde quedan los

electrones en una reacción redox al comparar el

número de oxidación de cada tipo de átomo o un ión

antes y después de que se efectúe la reacción.

En la formación de óxido de zinc, el átomo de zinc y

la molécula de oxígeno con la que reacciona, se les

asigna un número de oxidación de cero. En el

compuesto iónico que se produce, cada ión óxido

contiene carga 2- y un número de oxidación de 2-.

Puesto que el compuesto debe ser neutro, la carga

positiva total debe ser 4+; por ello, cada ión zinc

debe tener una carga y número de oxidación de 2+.

Se llama reacción de oxidación a la reacción en la

que un elemento pierde electrones. El elemento que

Fe2O3

4 vasos plásticos transparentes pequeños.

Agua (cantidad necesaria).

Procedimiento

1. Verter el indicador (extracto de repollo) en los vasos plásticos hasta ¼ de su capacidad. Dos vasos servirán de testigos; es decir,

que con estos se efectuarán las comparaciones de las muestras por analizar, los cuales se identificarán de la siguiente manera:

el vaso 1 será el pH ácido y el vaso 2, pH neutro. Los demás vasos serán adonde se colocarán las muestras.2. En el vaso 1 poner dos cucharadas del limpiador de inodoro (HCl) y en el vaso 2, dos cucharadas de agua. Observar.

3. En los vasos restantes deberán verter las muestras de antiácidos. Observar.

¿Qué sucedió?

El antiácido más eficiente para controlar la acidez estomacal es aquel cuya coloración en el indicador del repollo morado cambió

de manera semejante a la solución del vaso 2, con pH neutro.

Pregúnteles:

Describe las diferentes formas en que los antiácidos reaccionaron con el limpiador. Explica tu respuesta.

¿Cuál de los antiácidos que se utilizaron fue es el más eficiente para controlar la acidez?

Investiga el ingrediente activo de los diferentes tipos de antiácidos que se han utilizado.

¿La eficiencia de un antiácido depende de la naturaleza del ingrediente activo, de su cantidad o de ambos?Indica la reacción de neutralización entre los antiácidos y el ácido clorhídrico (HCl) presente en el jugo gástrico.

163




pierde electrones se queda con mayor carga positiva,

es decir, que su número de oxidación se incrementa

y se dice que el elemento químico se oxidó durante

la reacción.

El zinc se oxida durante la formación del óxido de

zinc porque cada átomo de zinc metálico pierde dos

electrones. La reacción de oxidación se puede

escribir sola para demostrar cómo cambia el zinc

durante la reacción redox:

[] (Pérdida de electrones)

Los electrones que pierde el átomo de zinc deben de

transferirse a otro átomo o ión. Esta es la razón por

la cual las reacciones de oxidación no ocurren solas,

siempre van acopladas con las reacciones de

reducción.

Una reacción de reducción es aquella en la que un

elemento gana uno o más electrones. Se dice que el

elemento que gana los electrones y adquiere mayor

carga negativa, se reduce, lo cual, significa que su

número de oxidación disminuye o reduce.

(Ganancia de electrones)

Debido a que, las reacciones de oxidación y de

reducción ocurren juntas (Fig. 10), cada una de ellas

se denomina una semirreacción.

[]

Figura 10 . El oxígeno acepta los electrones que pierde el zinc y se reduce durante la reacción, porque cada átomo de oxígeno gana dos

electrones. En cambio, el zinc se oxida y su número de oxidación aumenta desde cero hasta 2+.

La ecuación balanceada de las dos semirreacciones

muestra que la molécula de oxígeno ha ganado

cuatro electrones y que para producir estos cuatro

electrones deben tomar parte dos átomos de zinc

en la reacción. Las semirreacciones son las

siguientes:

[] (oxidación)

(reducción)

Enseguida se muestra la ecuación total balanceada

de la reacción que se presentó al inicio del estudio

de las reacciones redox:

..: ..

+

Átomo de zinc, Zn

Átomo de oxígeno, O

Ión de zinc, Zn2+ Ión de oxígeno, O2-

:

:

¿Por qué nos duele cuando nos pica una abeja?

El veneno de abeja es una sustancia ácida; debido que se

compone de ácido fórmico (HCOOH), ácido clorhídrico

(HCl) y ácido fosfórico (H3PO4), entre otros compuestos

orgánicos; por ello, es que la picadura debe tratarse con

una sal básica, como bicarbonato de sodio (NaHCO3); ya

que, produce una reacción de neutralización.

:

..

. :.

..

. :..

.

..: :..

..: :..

164




⏟ ⏟ ⏞

¿Qué es un agente oxidante y un agente reductor?

A continuación, se presentan sus definiciones:

Agente oxidante: Es el compuesto químico que

forma parte de la reacción redox que es capaz de

oxidar al otro y que a su vez, se reduce.

En la reacción del zinc con el oxígeno, el oxígeno es

el elemento que se reduce; por ello es el agente

oxidante:

Agente reductor : Es el compuesto partícipe de la

reacción redox, capaz de reducir al otro

compuesto y que a su vez, se oxida, Así, el zinc es

el elemento que se oxida y es el agente reductor.

Es decir:

Agentereductor

Agenteoxidante

Se reduce a

Se oxida a


REACCIÓN DE ÓXIDO -REDUCCIÓN O REDOX

Con esta reacción se demostrará una reacción redox, a través, de la limpieza de una cadena de plata, puesto que se produce una

transferencia de electrones entre la plata y el aluminio, de la bandeja que utilizaremos. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes

y repártales los materiales que utilizarán. Pregúnteles: ¿qué significa una oxidación? ¿Es un cambio químico o físico? ¿Cuáles

factores podrían intervenir en la oxidación? ¿Cuáles condiciones peligrosas pueden crearse si los edificios, aviones o puentes se

corroen en sus estructuras metálicas?

Materiales

1 cadena de plata (Ag) oscurecida. 1 bandeja de aluminio poco profunda.

2 cucharadas de bicarbonato de sodio (NaHCO3). Agua caliente (cantidad necesaria).

2 cucharadas de sal común (NaCl).

Procedimiento

1. Preparar una mezcla con el agua caliente, la sal y el bicarbonato de sodio en la bandeja de aluminio.

2. Añadir la cadena de plata en la mezcla y esperar durante unos minutos, para apreciar que la cadena recupera su brillo natural.

¿Qué sucedió?

La plata se oscurece debido a la formación de sulfuro de plata (Ag 2S) que se forma en su superficie producto de la reacción de laplata con compuestos de azufre del aire. Para eliminar el sulfuro de plata se necesita una reacción que invierta el proceso, es decir,

que transforme el sulfuro de plata en plata. El aluminio (Al) de la bandeja reacciona con el sulfuro de plata de la cadena liberando

plata y produciendo sulfuro de aluminio (Al2S), que queda en la bandeja.

La mezcla caliente con las sales ayuda a la transferencia de electrones. La ecuación química que representa a la reacción química es

3 3 6 3 evidenciando que la plata se reduce y el aluminio se oxida.

Asimismo, el bicarbonato de sodio reacciona con el H2S en una reacción de neutralización, de la siguiente manera: 3 3 3 3 3

165




Reacción de Precipitación

Este tipo de reacción consiste en la formación de un

compuesto químico que no es soluble llamado

precipitado; producido al mezclar dos disoluciones

diferentes, cada una de las cuales aporta un ión a

dicho precipitado (Lección 11).

Un ejemplo común de este tipo de reacción, es la

mezcla de nitrato de plata (AgNO3) y el cloruro de

sodio (NaCl). La reacción química que se genera es

. El

precipitado que se produce es sólido (cloruro de

plata, AgCl) y es insoluble en agua (Fig. 11).

Figura 11. Se produce una reacción de precipitación al hacer

reaccionar nitrato de plata (AgNO3) y cloruro de sodio (NaCl).

Las precipitaciones se producen porque los sólidos

resultantes no son solubles en soluciones acuosas.

Las reacciones de precipitación ocurren a nuestro

alrededor a cada instante, por ejemplo, a veces las

tuberías de nuestras casas se obstruyen debido a laformación de precipitados de magnesio y óxido de

calcio.

De igual manera, es que se generan los cálculos

renales; los cuales son piedras renales producidas

de la precipitación de iones de calcio y oxalatos.

4. CLASIFICACIÓN DE REACCIONES QUÍMICAS DE

ACUERDO AL PRODUCTO FORMADO

Como hemos estudiado, las reacciones químicas se

pueden clasificar de varias formas. Otra manera de

poder clasificarlas es dependiendo de los procesos y

el producto formado, así tenemos: la reacción de

combinación, reacción de doble desplazamiento, la

reacción de desplazamiento sencillo y la reacción de

descomposición.

Reacción de Combinación, Síntesis o Adición

En este tipo de reacción dos o más sustancias se

combinan para formar un producto. Las sustancias

reaccionantes pueden ser elementos, compuestos o

un compuesto y un elemento, y el producto es un

compuesto.

Entre las reacciones de combinación se tienen los

siguientes ejemplos:

Reacción de Descomposición

En estas reacciones los reactivos son compuestos,

que por la acción del calor, la electricidad u otro

medio, se descompone en dos o más compuestos o

elementos.

Entre las reacciones de descomposición se tienen:

AgCl

Pregúnteles: ¿cuál es la reacción redox que se produce? ¿Cuál es el agente oxidante? ¿Y el agente reductor? ¿Cuál compuesto es el

que se oxida y el que se reduce? Dibuja los electrones que se transfieren y quién los recibe.

166




Reacción de Desplazamiento simple

A este tipo de reacción también se le denomina de

simple sustitución; puesto que un elemento toma el

lugar de otro en un compuesto.

Entre las reacciones de desplazamiento sencillo se

tienen los siguientes ejemplos:

Reacción de Doble desplazamiento

Estas también se nombran de doble sustitución. En

este tipo de reacciones se intercambian la posición

positiva y la negativa de dos compuestos iónicos. Y

para que se lleve a cabo una de estas reacciones,

por lo menos uno de los productos debe de ser un

precipitado o agua.

Entre las reacciones de doble desplazamiento se

tienen los siguientes ejemplos:


TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS

Indique a sus estudiantes que a partir de los resultados que obtuvieron de las Actividades 1 a 5, efectúen lo siguiente:

Clasifiquen las reacciones químicas de acuerdo al tipo de reacción que se manifiesta: reacción de combinación, de

descomposición, desplazamiento sencillo y doble desplazamiento.

Realicen una tabla en la cual se detallen las ecuaciones químicas, el tipo de reacción obtenido y las observaciones generales de

cada experiencia.

ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… SALUD

ANALIZADOR DEL ALIENTO

Las bebidas alcohólicas son etanol (CH3CH2OH), un líquido volátil que se evapora a temperatura ambiente. Por su volatilidad, al

ingerirlo se presenta un nivel de alcohol en el aliento, que es proporcional al nivel del alcohol en el torrente sanguíneo. Para

determinar si una persona ha consumido bebidas alcohólicas se usa un analizador de aliento. Este dispositivo consiste en una

ampolla de vidrio cerrada que contienen cristales de dicromato de potasio (K 2Cr2O7) en un medio ácido (H2SO4).

Durante la prueba, se rompe la ampolla en una bolsa hermética y la persona sopla a través de una boquilla durante un tiempo

normalizado. Si el aliento de la persona contiene vapores de alcohol, este provoca una reacción redox con el dicromato. A medida

que el etanol se oxida, los iones dicromato Cr6+

, anaranjados, se reducen hasta iones Cr3+

, de color azul-verde. El color que seproduce depende de la cantidad de alcohol en el aliento y se traduce para obtener un cálculo aproximado del nivel de etanol en la

sangre.

Solicíteles a sus estudiantes que respondan las siguientes preguntas a través de una investigación bibliográfica:

¿Cómo afecta al organismo el consumo de alcohol?

¿Qué reacción química permite visualizar el alcohol consumido? ¿Qué tipo de reacción química es?

Específica los electrones que se ceden y los que reciben durante la reacción química.

¿Cuál es el estado físico de los compuestos que intervienen?

¿Qué tipo de dispositivos se utilizan para fiscalizar el consumo de alcohol en conductores en nuestro país?

167




RESUMEN

Ácido: Es un compuesto que al disociar en agua

genera iones hidronio (H3O+).

Base: Es un compuesto que genera iones hidróxido

(OH-) en solución acuosa. Estos reaccionan con los

ácidos dando agua y una sal.

Electronegativo: Este término es aplicado para los

elementos que tienden a captar electrones (e-) y

formar iones negativos.

Escala de pH: Una escala logarítmica para expresar

la acidez o basicidad de una disolución. Se puede

definir el pH de una solución como –log10x, donde x

es la concentración de iones hidrógeno en moles

por litro (pH = -log [H3O+]).

Indicador: Es una sustancia que tiene la propiedad

de cambiar de color. Cuando se halla en presencia

de un ácido torna a un color y en presencia de una

base, otro color diferente, indicando la mayor o la

menor concentración de H3O+. Generalmente, son

ácidos o bases orgánicas débiles.

Reacción química: Es el proceso mediante el cual

una o más sustancias (reactivos) se transforman

químicamente en una o más sustancias distintas a

las originales (productos).

¿Cuál es la dosis de alcohol máxima según nuestra normativa legal que se puede ingerir?

¿Qué reacción química permite visualizar el alcohol consumido? ¿Qué tipo de reacción química es?

Específica los electrones que se ceden y los que reciben durante la reacción química.

¿Cuál es el estado físico de los compuestos que intervienen?

¿Qué tipo de dispositivos se utilizan para fiscalizar el consumo de alcohol en conductores en nuestro país?

¿Cuál es la dosis de alcohol máxima según nuestra normativa legal, que se puede ingerir?

168





1. Escribe los nombres que corresponden a cada

uno de los siguientes bases:

2. Escribe el nombre de los siguientes oxisales en la

nomenclatura tradicional:

3. Escribe las fórmulas correspondientes a cada uno

de los siguientes compuestos:

a. Sulfuro de molibdeno (IV)

b. Hipoclorito de potasioc. Ácido perbrómico

d. Bicarbonato de calcio

e. Hidróxido de magnesio

f. Nitrato de mercurio (I)

4. Al disolverse una sustancia X en agua, el pH

cambia de 7 a 4. Por lo tanto ¿cuál o cuáles de las

alternativas son correctas?

a. La [] disminuyó.

b. La []aumentó.c. La [] aumentó.

d. La sustancia agregada debió ser un ácido.

5. Si se consideran las soluciones siguientes y sus

respectivos valores de pH:

Solución A: pH = 2

Solución B: pH = 7

Solución C: pH = 13

Entonces ¿Cuál o cuáles de las alternativas son

las correctas?

a. La solución A es básica.

b. La solución B es neutra.

c. La solución C es ácida.

6. El amoníaco (NH3) disuelto en agua genera la

reacción siguiente:

Así ¿el amoníaco es una sustancia ácida o básica?

7. La picadura de abeja es ácida, mientras que la de

la avispa es básica. Se dispone de amoníaco y

vinagre (ácido acético) ¿qué remedio usarías

para cada picadura?

8. En la escala de pH que se adjunta enseguida, se han asignado valores a sustancias comunes:

Señale la aseveración correcta:

a. El jugo de tomate es más ácido que el jugo de limón.b. El jugo de limón es más ácido que el jugo de tomate.

c. La sangre es levemente más ácida que la leche.

d. Los detergentes son más ácidos que los jugos.

9. Completa las siguientes reacciones, indicando su tipo y escribe el nombre de cada sustancia:

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14Jugo de

limón

Jugo de

tomate

Leche Sangre DetergentepH

170



Lección 13. REACCIONES TERMOQUÍMICAS

CONTENIDOS

1. Termoquímica.

2. Principio de conservación de la energía.

3. Calor de reacción.

4. Entalpía.

5. Ecuaciones termoquímicas.


1. Reconoce qué estudia la termoquímica.

2. Reconoce el principio de conservación de la

energía en los diferentes cambios de la materia.

3. Comprende qué es calor de reacción.4. Clasifica fenómenos como endotérmicos o

exotérmicos.

5. Interpreta datos proporcionados en ecuaciones

termoquímicas.

PALABRAS CLAVE

Energía, sistema, alrededores, calor, calor de reacción,

reacción endotérmica, reacción exotérmica, entalpía,

catalizadores.


La mayor parte de la energía de la cual dependem

obtiene de reacciones químicas; por ejemplo, la e

para que los autos se movilicen se obtiene de la quecombustibles fósiles y las reacciones químicas dent

las baterías. Otro ejemplo, es que por medio d

alimentos se produce la energía necesaria para man

nuestras funciones biológicas. Dado que dife

procesos químicos indispensables en nuestras vidas

relacionados con la energía, resulta importante es

cuáles de ellos necesitan energía para producirse y

la generan.

DESCRIPCIÓN

La lección inicia definiendo cómo la termoquímica e

las variaciones de energía en los cambios de la ma

Luego, explica cómo el Principio de conservación

energía rige estos cambios. Se diferencia que el

absorbido o desprendido se llama calor de reacció

presión constante, entalpía. Finalmente, se muestra

escribir este valor energético dentro de una ecu

química y cómo interpretarlo.



REACCIONES TERMOQUÍMICAS

Química

1.

TERMOQUÍMICA

urante el transcurso de una reacción

química, unas sustancias se transforman en

otras (Lección 12). Esta transformación

suele ir acompañada de un intercambio de energía

(calorífica, eléctrica, luminosa, etc.).

La termoquímica, es la rama de la química que se

encarga de analizar; mediante la observación,

medición y predicción, las variaciones de energía que

acompañan a los cambios físicos y a las reacciones

químicas; resumiendo, el requerimiento o liberación

energética implicada en la realización de los cambios

físicos y químicos.

Según lo estudiado en las lecciones 5 y 6 de Física, la

energía se puede clasificar en dos tipos generales:

energía cinética (energía de movimiento relacionada

con la masa y velocidad del objeto o sistema) y,

energía potencial (debida a las condiciones, posición

o composición y asociada a las fuerzas de atracción o

repulsión entre objetos o sistemas). La energía

también puede ser eléctrica, radiante (lumínica),

nuclear y química. Esta última es la energía asociada

con los enlaces químicos y las atracciones

intermoleculares, expresado de otra forma, con los

cambios químicos.

La energía química en combustibles y comida

proviene de la energía potencial contenida en los

enlaces entre átomos debido a los arreglos en las

moléculas. Esta energía almacenada se transforma o

transfiere cuando los compuestos sufren cambios

químicos (reacción química), como ocurre durante la

combustión o el metabolismo (Fig. 1).

2.

PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA

La transferencia de energía es una característica

importante en todos los cambios químicos. La

energía es transferida de los alimentos al cuerpo

humano, durante el metabolismo de los

carbohidratos y aparece también como calor y

energía mecánica, en un automóvil durante la

combustión de gasolina. En ambos casos, la energía

es liberada a sus alrededores. Por el contrario, la

fotosíntesis, que ocurre en las plantas vivas, es un

proceso que remueve energía de los alrededores,

pues toma la energía radiante del Sol.

Figura 1. Esquema de entrada y salida de energía en el cuerpo

humano mediante el metabolismo de los alimentos ingeridos.

De acuerdo al Principio de Conservación de Energía,

la energía liberada a los alrededores es ganada o

absorbida por el sistema y viceversa. Por ejemplo,

cuando utiliza gas propano para cocinar, la reacción

que se lleva a cabo es la combustión (Fig. 2). La

cantidad de energía potencial química contenida en

los enlaces que conforman cada molécula depropano y las moléculas de oxígeno, se transforma

en energía calorífica y lumínica que es liberada a los

alrededores y, en energía potencial química en los

enlaces de los productos formados (CO2 y H2O).

3. CALOR DE REACCIÓN

Como ya se mencionó, toda reacción química va

acompañada de un desprendimiento o de una

absorción de energía. El contenido energético de los

productos es generalmente distinto del contenido

energético de los reactivos.

Cada molécula posee una energía interna (suma de

energía cinética y potencial) que depende de los

enlaces entre sus átomos. Si en la reacción química

disminuye la energía interna, se desprende energía,

si aumenta la energía interna, se absorbe energía.

Esta energía absorbida o desprendida puede serlo en

D

172




Química

forma de energía lumínica, eléctrica, mecánica, etc.;

pero habitualmente se manifiesta en forma de calor.

Figura 2. Representación de la reacción de combustión que

ocurre al encender una cocina de gas: por cada mol de gas

propano que reacciona con cinco moles de oxígeno, se generan

tres moles de dióxido de carbono, cuatro de agua y una cantidad

específica de energía.

El calor desprendido o absorbido en condiciones

estándar en una reacción química, se llama calor de

reacción y tiene un valor característico para cada

reacción. Esta propiedad es el cambio de energía que

se presenta por el rompimiento o formación de

enlaces químicos. El calor de reacción se expresa

generalmente en términos de calorías o kilocalorías

(Kcal). Actualmente también se utiliza el joule (J)

como medida de energía cuando se habla de

cambios químicos (Fig.3).

El calor de reacción puede recibir diferentes

nombres según el tipo de cambio que se produce en

la reacción (tipo de reacción, Lección 11). Puede

nombrarse entonces como: calor de formación, calor

de combustión, calor de neutralización, etc. Estos

Figura 3. Escala de cantidades energéticas de algunos procesos

químicos expresadas en joules.

pueden determinarse experimentalmente en un

dispositivo para medir cantidades de calor llamado

calorímetro (ver Lección Termodinámica I, de Física).

Para las actividades siguientes los estudiantes

pueden trabajar en parejas o como usted crea

conveniente, de acuerdo a la cantidad de su grupo

de trabajo.

173




Química

productos que la energía que requiere romper los

enlaces de los reactivos (Fig. 5). Por ejemplo,

procesos de combustión, pilas y baterías.

4.

ENTALPÍA

La mayoría de las reacciones químicas que se llevan

a cabo en el laboratorio se producen en recipientes

abiertos, es decir, a presión constante. Cuando el

proceso tiene lugar a presión constante, el calor de

reacción se denomina variación de entalpía (ΔH); si

Figura 4. Procesos endotérmicos. a) Interacción del sistema con

sus alrededores y b) Esquema que representa cómo, en una

reacción endotérmica, la energía requerida para romper

enlaces de los reactivos es mucho mayor que la energía

necesaria para formar productos.

a)

b)

Figura 5. Procesos exotérmicos. a) Interacción con los

alrededores y b) Esquema que representa cómo en una

reacción exotérmica, la energía requerida para romper enlaces

de los reactivos (flechas pequeñas) es menor que la liberada en

la formación de los productos (flecha grande).

a)

b)

¿Un termostato en nuestro cuerpo?

Mantener una temperatura casi constante es una de las

funciones fisiológicas primarias del cuerpo humano. La

temperatura corporal normal suele variar entre 35.8 y

37.2 °C. Este intervalo de temperatura tan estrecho es

indispensable para el correcto funcionamiento de losmúsculos y para controlar la velocidad de las reacciones

bioquímicas del organismo. La temperatura del cuerpo es

regulada por una porción del tallo encefálico llamada

hipotálamo. El hipotálamo actúa como termostato de la

temperatura corporal. Cuando la temperatura rebasa el

límite superior del intervalo normal, el hipotálamo acciona

mecanismos que bajan la temperatura. También acciona

mecanismos que elevan la temperatura corporal si baja

demasiado.

Aproximadamente el 40% de la energía producida se utiliza

en última instancia para efectuar trabajo en forma de

contracciones musculares y nerviosas. El resto de la energía

se libera en forma de calor, y una parte de ese calor se

utiliza para mantener la temperatura del cuerpo. Cuando el

organismo produce demasiado calor, como durante un

esfuerzo físico intenso, disipa el exceso a su entorno. El

calor se transfiere del cuerpo al entorno como cuando una

estufa caliente irradia calor a su entorno. La convección es

la pérdida de calor por calentamiento del aire que está en

contacto con el cuerpo. El aire caliente se eleva y es

sustituido por aire más frío, y el proceso continúa. La

transpiración es principalmente agua, así que el proceso en

cuestión es la conversión endotérmica de agua líquida en

vapor de agua.

Cuando el hipotálamo detecta que la temperatura del

cuerpo ha subido demasiado, intensifica la pérdida de calor

del cuerpo de dos formas principales. Primero, aumenta el

flujo de sangre cerca de la superficie de la piel, para

intensificar el enfriamiento por radiación y convección. El

aspecto “sonrojado” de una persona acalorada es resultado

de este aumento en el flujo sanguíneo sub-superficial.

Segundo, el hipotálamo estimula la secreción de sudor de

las glándulas sudoríparas, lo que aumenta el enfriamiento

por evaporación.

175




Química

las condiciones son de 25 °C y 1 atm de presión, se

denomina variación de entalpía estándar (ΔH °).

Energía de activación

El hecho de que una reacción sea exotérmica, no

significa que dicha reacción se produzca

espontáneamente en cuanto los reactivos entren en

contacto. Por ejemplo, la combustión del propano es

muy exotérmica, pero el propano no arde solo al

estar en contacto con el oxígeno. Hace falta una

pequeña llama, una chispa, que inicie la reacción;

posteriormente, se mantiene por sí sola. Esa

cantidad de energía inicial se denomina energía de

activación.

Durante una reacción, las moléculas de los reactivos

chocan entre sí, rompiendo las uniones entre los

átomos, formándose un estado intermedio llamado

complejo activado y, posteriormente, se vuelven a

formar nuevas moléculas, dando lugar a los

productos (Fig. 6).

Para romper los enlaces en las moléculas de los

reactivos es necesario un aporte de energía (el

complejo activado intermedio tiene mayor energía

que los reactivos). Luego, los nuevos enlaces

formados desprenderán energía (energía de enlace).

Si esa energía desprendida es mayor que la de

activación, la reacción será exotérmica. Si, por el

contrario, se desprende menos de la que se ha

absorbido, los productos tendrán mayor energía que

los reactivos (reacción endotérmica).

Un proceso exotérmico desde el punto de vista físico

se interpreta así: el desprendimiento de calor está

relacionado con un aumento en la energía de los

movimientos al azar de las moléculas del sistema;

este aumento espontáneo de la energía cinética en

las moléculas implica una disminución de su energía

potencial y, por tanto, una mayor estabilidad de los

productos frente a los reactivos.

Al final de un proceso exotérmico la entalpía del

sistema habrá disminuido (ΔH < 0) y los productos

corresponderán a un estado de menor energía

potencial (más estable) que los reactivos.

Figura 6. Representaciones gráficas del progreso dereacciones termoquímicas, indicando en cada una la

cantidad de energía necesaria para activar la reacción

química (Ea) y la diferencia de energía (E o H) entre los

reactivos y los productos que es el calor o energía

involucrada en la reacción. La primera gráfica es una

representación general del avance de una reacción

termoquímica, la segunda; muestra el progreso de la

reacción de fotosíntesis y, la tercera; la de respiración

(reacción inversa de la fotosíntesis).

176




Química

Así, al quemar el gas propano para cocinar, la

entalpía o el calor de la reacción poseerá un valor

negativo (Fig. 6).

Existen sustancias, llamadas catalizadores, que en

contacto con los reactivos, hacen que disminuya la

energía de activación necesaria, haciendo que la

reacción pueda darse con mayor rapidez.

El catalizador no reacciona con los reactivos, es

decir, no se gasta (no aparece en la reacción como

reactivo ni como producto), sólo mejora las

condiciones para que la reacción se produzca. Estos

son específicos de una reacción concreta (Fig. 7).

Figura 7 . Ejemplo de una enzima “X” como catalizador específico

de una reacción determinada. El sustrato (verde), es la molécula

sobre la cual la enzima ejerce su acción catalítica. Esta acción, es

caracterizada por la formación de un complejo que representa el

estado de transición, previo a la formación de los productos.

Actualmente buena parte de la investigación química

avanza en la búsqueda de catalizadores apropiados

para distintas reacciones. Ejemplos de reacciones

catalizadas son los procesos digestivos y de

metabolismo de los seres vivos, utilizando algunas

enzimas de nuestro cuerpo; la obtención de

derivados del petróleo, fermentación del yogur,

cerveza y bebidas alcohólicas (levaduras), etc.

Los inhibidores son sustancias que disminuyen oreducen la rapidez de la reacción e incluso la

paralizan, bloqueando el mecanismo de formación

del complejo activado. Al igual que los catalizadores,

son específicos de cada reacción. Un ejemplo

común, son los inhibidores enzimáticos que se

encuentran dentro de los ingredientes de algunos

medicamentos que, al poseer alta especificidad,

aseguran que el medicamento va a tener

pocos efectos secundarios y por lo tanto, una baja

toxicidad.

5.

ECUACIONES TERMOQUÍMICAS

Una ecuación termoquímica es una ecuación química

balanceada en la cual se indica el H, además del

estado físico de las especies que reaccionan y de los

productos, ya que los cambios de estado de una

sustancia tienen lugar con intervención de calor. Por

ejemplo, la combustión del etanol se puede

representar así:

C 2H5OH ( l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O ( l ) + 1.367 KJ ó

C 2H5OH ( l ) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O ( l ) ∆H = -1.367 KJ/mol

Donde:

∆H: calor de reacción: ∆H: Hp-Hr (Energía de enlaces formados

menos energía de enlaces rotos).

Hp: Entalpía o calor de los productos (Energía enlaces formados).

Hr: Entalpía o calor de los reactivos (Energía enlaces rotos).

Estas ecuaciones se pueden interpretar como sigue:

1.367 KJ se liberan por cada mol de reacción, que es

lo mismo que decir que 1.367 KJ se liberan por mol

de etanol consumido, 1.367 KJ se liberan por cada

tres moles de O2 consumido o que 1.367 KJ se

liberan por cada dos moles de CO2 formados.

177

http://es.wikipedia.org/wiki/Efectos_secundarios

http://es.wikipedia.org/wiki/Efectos_secundarios




Química

¿Por qué somos intolerantes a ciertos alimentos?

Las enzimas ayudan a que muchas funciones de nuestro organismo se hagan de manera más rápida y de un modo más eficaz.Algunas de las funciones más destacables de las enzimas son: a. el favorecer la digestión y absorción de los nutrientes; pues

descomponen las proteínas, carbohidratos y grasas en sustancias asimilables, b. efecto antiinflamatorio; que favorece la

recuperación de golpes, c. eliminación de toxinas y metales pesados, entre otras.

Al tener una falta o déficit de enzimas, el cuerpo lo manifiesta con diferentes síntomas como malas digestiones, gases, eructos,

hinchazón abdominal, acidez o ardor de estómago, alergias e intolerancias alimentarias, etc. Por ejemplo, los azúcares lactosa,

sucrosa y maltosa son fraccionados por las enzimas lactasa, sucrasa y maltasa, las cuales están localizadas en la mucosa del

intestino delgado. Normalmente, las enzimas dividen estos azúcares en azúcares sencillos, como la glucosa, que son absorbidos

en el flujo sanguíneo a través de la pared intestinal. En ausencia de una enzima específica, los azúcares no son digeridos y se

impide su absorción, permaneciendo en el intestino delgado. La alta concentración de azúcares resultante hace que una gran

cantidad de líquidos entre en el intestino delgado, provocando diarrea. Los azúcares sin absorber son fermentados por las

bacterias en el intestino grueso, lo que da lugar a heces ácidas y flatulencia.


EXPERIMENTANDO CON ENZIMAS

Materiales

1 trozo de apio.

1 papa.

1 trozo de hígado de res.

4 vasos de vidrio pequeños.

100 mL de peróxido de hidrógeno (agua oxigenada, H2O2).

1 probeta de 50 mL o recipiente medidor de volúmenes de cocina.1 plumón permanente.

Procedimiento

1. Formar grupos de cuatro a cinco integrantes.

2. Etiquetar cada vaso como A, B, C y D.

3. Medir en la probeta, 25 mL de peróxido de hidrógeno y colocarlos en el vaso A. Repetir para los otros tres vasos.

4. Colocar en el vaso B un pedacito de hígado, en el C un pedazo de papa pelada y en el D un trocito de apio.

5. Observar lo que sucede en cada vaso y comparar.

Pregúnteles: ¿qué tipo de sustancias contienen los materiales que agregó en los vasos B, C y D? ¿Por qué las clasifica como tales?

¿Cuál acelera más esta reacción de descomposición?

178




Química

RESUMEN

ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… MATEMÁTICA

Ley de Hess

Dado que algunas reacciones químicas no se efectúan en un solo paso, calcular la cantidad de energía absorbida o liberada ( H) por

ese cambio químico implica el uso de la Ley de Hess, que dice “si una reacción se efectúa en una serie de pasos, ΔH para la reacciónserá igual a la suma de los cambios de entalpía para los pasos individuales” . El H total para el proceso es independiente del número

de pasos y de la naturaleza específica del camino por el cual se lleva a cabo la reacción. Por ejemplo, a partir de las siguientes

entalpías de reacción:

N2(g) + 2O2(g) 2NO2(g) H = +67.6 kJ

2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) H = - 113.2 kJ

Calcule el calor de reacción de N2(g) + O2(g) 2NO(g)

Para ello debe sumar de manera algebraica las reacciones y de igual manera las entalpías, es decir, los compuestos que estén al

mismo lado de la flecha de la reacción se suman y los compuestos que aparezcan a ambos lados de la flecha se restan. De ser

necesario, arregle (rote) una de las reacciones de manera tal que al hacer las operaciones algebraicas con las reacciones, se obtenga

la ecuación final (ecuación de la cual se quiere obtener el calor de reacción). Así:

N2(g) + 2O2(g)

2NO2(g)

H = +67.6 kJ2NO2(g) 2NO(g) + O2(g) H = + 113.2 kJ

N2(g) + O2(g) 2NO(g) H = + 180.8 kJ

Si notó, se invirtió la segunda ecuación y los NO2 se eliminaron entre sí pues se restan ya que están a ambos lados de la ecuación.Teniendo en cuenta lo anterior y sus conocimientos de álgebra, encuentre el ΔH de la reacción C (grafito) → C (diamante) si:

C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH = -393 kJ

C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH = -395 kJ

NOTA: Tenga en cuenta que la ecuación final o neta a la que debe llegar es en la que el grafito pasa directamente a diamante. Paraello, debe realizar el arreglo de una de las ecuaciones. No olvide las reglas de operaciones aritméticas elementales.

179




Química

Alrededores: Son el resto del universo externo al

sistema.

Calor: Es la transferencia de energía térmica debido

a la diferencia de temperatura.

Calor de reacción: Es el calor desprendido o

absorbido, en condiciones estándar, en una reacción

química; tiene un valor característico para cada

reacción y se expresa generalmente en términos de

calorías o kilocalorías (Kcal).

Catalizador: Es una sustancia presente en una

reacción química y reduce la energía de activación

necesaria para que ocurra la reacción.

Energía de activación: Es la energía mínima

necesaria para que se produzca una reacción

química dada.

Entalpía: Es una propiedad extensiva (su magnitud

depende de la cantidad de materia) absorbida o

liberada por un sistema durante un proceso a

presión constante, es decir, es el calor de reacción

de un sistema a presión constante.

Reacción endotérmica: Es una reacción en la cual

los alrededores deben suministrar calor al sistema;

la entalpía de los reactivos es menor a la de los

productos, teniendo el H un valor positivo.

Reacción exotérmica: Es cualquier proceso que

cede calor o transfiere energía térmica hacia los

alrededores y su H posee un valor negativo debido

a que la entalpía de los reactivos es mayor a la de

los productos.

Si desea enriquecer más su conocimiento,

consulte:

1.

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Burdge,

J. R. (2004). Química. La ciencia central . México:

PEARSON EDUCACIÓN.

2.

ACS, Energy Changes in Chemical Reactions,

consultado en septiembre 2011 de

http://goo.gl/7U8cT

3.

Petrucci, R., Harwood, W., Herring, F. (2003).

Química General. Madrid: Prentice Hall.

4. Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M.L., Stanley, G.

(2008). Chemistry. CENGAGE Learning.

180




Química

1.

Identifica los siguientes cambios como endotérmicos o exotérmicos. (Pregúntate si la reacción requiere

que se añada energía de calor para que esta ocurra o si libera energía en forma de calor):

a. Hielo derritiéndose.

b.

Una vela encendida.

c.

Freír un huevo.

d.

Gasolina quemándose.

e.

Explosión de hidrógeno gaseoso.

2.

Una reacción se lleva a cabo en un vaso de acero dentro de una cámara llena de gas argón como

catalizador. La figura ilustra las vistas moleculares del argón adyacente a la superficie del vaso de acero,

antes y después de la reacción. ¿La reacción es endotérmica o exotérmica? ¿Por qué?

3.

Clasifica cada una de las siguientes reacciones como endotérmica o exotérmica e incorpore los valores de

entalpía dentro de la ecuación (ya sea como productos o reactivos) según corresponda.

Na(s) + H2O(l) NaOH(ac) + H2(g) ΔH = -367.5 kJ

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) ΔH = 177.8 kJ

4. Clasifica cada una de las siguientes reacciones como endotérmica o exotérmica y exprese los valores de

entalpía en la ecuación según corresponda (similar a las expresiones del numeral anterior).

CO2(g) + H2O(l) + 890.4 kJ —› CH4(g) + O2(g)

ZnS(s) + O2(g) ZnO(s) + SO2(g) + 879 kJ

5.

Indica en la siguiente gráfica:

a.

Tipo de reacción (exo/endotérmica).

b.

Energía de activación para cada curva.

c.

Curva con catalizador.d.

Curva con inhibidor.

e. Curva sin catalizador.

f. De acuerdo con la energía de activación,

¿cuál reacción es más factible que se

realice, la directa o la inversa?


Transcurso de la reacción.

Reactivos

E

Productos

181



CONTENIDOS

1. Velocidad de una reacción química.

2. Factores que afectan la velocidad de reacción química.

3. Ecuaciones de velocidad.

4. Mecanismos de reacción.


1. Comprende en qué consiste la velocidad de reacción y las

condiciones que la afectan.

2. Identifica los factores que intervienen en la velocidad de la

reacción: naturaleza de los reactivos, tamaño de partícula,

temperatura, concentración, entre otras.

3. Valora la conveniencia de la lentitud o rapidez de algunos

procesos químicos.

4. Relaciona los mecanismos de reacción con las ecuaciones o

leyes de velocidad.

5. Relaciona la ecuación de velocidad, el orden de reacción y

la constante de velocidad.

PALABRAS CLAVE

Cinética química, naturaleza de los reactantes,

concentración de los reaccionantes, superficie de contacto,

tamaño de partícula, temperatura, catalizadores, ecuación

o leyes de velocidad, orden de reacción, mecanismos de

reacción.

Lección 14. CINÉTICA QUÍMICA

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE?La velocidad con la que se produce una rea

química y los factores que pueden alterar

aspectos que ayudan a determinar los pro

tanto industriales como naturales; la mayoría

reacciones químicas se ven influidas por fa

que tienen la capacidad de disminuir o acele

velocidad con la que se producen las reac

químicas.

DESCRIPCIÓN

La lección comienza explicando qué es ci

química y velocidad de reacción, cómo se

determinar experimentalmente y cómo a

factores podrían influir en ella para modif

Seguidamente se consideran los mecanism

reacción, para explicar en detalle cómo es q

produce una reacción química; así como

términos asociados a ella: ecuaciones o ley

velocidad, orden de reacción, molecularidad.



CINÉTICA QUÍMICA

Química

ay personas que corren rápido, otras que

corren lento y otras que simplemente

corren demasiado lento que pareciera que

no corrieran. Esto sucede de la misma forma a nivel

de reacciones químicas: algunas son tan rápidas que

no se pueden medir, otras son lentas y se pueden

medir, y otras son tan lentas que tardan años. Por

ello, al llevarse a cabo una reacción química,tenemos

que considerar la velocidad en la que se efectúa la

reacción.

La rama de la química que se encarga de estudiar la

velocidad de una reacción es la cinética química.El

estudio de esta área se divide en dos partes. La

primera, es a nivel macroscópico, que considera la

velocidad de la reacción; es decir, lo que significa la

velocidad de una reacción, cómo se determina

experimentalmente y de qué manera influyen en la

velocidad de reacción diferentes factores. En la

segunda parte, se consideran a las reacciones al nivel

de partículas. En este caso, principalmente el

mecanismo de reacción, el cual, detalla la vía que

toman las moléculas y átomos en la medida que la

reacción procede.

1. VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

Se define la velocidad de reacción como el cambio

que se produce en la concentración de un reactivo o

un producto con respeto al tiempo; esto es, en

moles/ (L•s), pero también se puede utilizar otra

unidad de tiempo como el minuto (min) u hora (h),

según sea la duración de la reacción química. En las

reacciones las concentraciones de los reactivos

disminuyen y las concentraciones de los productos

aumentan (Fig. 1).

Figura 1. En tiempo 0 s solamente existen moles de A. En 20 s la

cantidad de moles de A disminuye y se forman moles de B. En 40

s, parcialmente se encuentran moles de B.

En la Figura 1 se muestra la reacción , donde A

está representado por las esferas rojas y B por las

esferas azules, indicando la manera en la que

cambian las concentraciones a medida transcurre el

tiempo. Cuando A reacciona, su concentración

disminuye y la concentración de B aumenta. En la

medida que avanza la reacción química, se alcanza

un punto en el cual no es posible detectar cambios

netos de concentración; las concentraciones de A y B

se estabilizan en valores específicos, lo cual se

denomina equilibrio químico (Fig. 2).

Expresión de la velocidad de reacción

Antes de tratar cuantitativamente los efectos de la

concentración sobre la velocidad de la reacción,

H


DEFINICIÓN: VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

El objetivo de esta actividad es realizar preguntas iníciales para que reflexionen sobre ellas y elaboren conclusiones al respecto.

Oriéntelos para que en su cuaderno de anotaciones escriban sus conclusiones y luego, en equipos de tres o cuatro estudiantes las

discutan para especificar en que coinciden o disciernen.

¿Por qué la descomposición de un trozo de carne que se haya en la refrigeradora ocurre más lentamente que si se dejara afuera a

temperatura ambiente?

¿Qué factores o variables inciden para que se descomponga rápido o lentamente el trozo de carne?

¿Cuál se descompondría más rápido, un trozo de carne entera o un trozo de carne molida?

¿Cómo puede definir la velocidad de reacción? ¿Qué ejemplos podrías mencionar sobre la velocidad de reacción?

0 s 20 s 40 s

183



CINÉTICA QUÍMICA

Química

Figura 2 . Velocidad de reacción , representada como la

disminución de moléculas de A con el tiempo y el aumento de

las moléculas de B con el tiempo.

es necesario expresar la velocidad

matemáticamente. Consideramos la reacción

general . Se mide la concentración de inicio del

reactivo ([ ]) en , dejamos que la reacción se

efectúe y enseguida medimos de nuevo la

concentración del reactivo ([ ]) en . El cambio de

la concentración desde un tiempo inicial a un tiempo

final, permite que se determine la velocidad

promedio de la reacción en ese intervalo:

[ ] [ ]

[ ]

El signo negativo es necesario; por convención, la

velocidad de reacción es un número positivo, pero la

[ ]siempre es menor que la [ ], de forma tal que el

cambio en la concentración (final -inicial) del reactivo

A siempre es negativo. Se usa el signo menos sólo

para convertir el cambio negativo en la

concentración de reactivo a un valor positivo para la

velocidad. Por ejemplo, si la concentración de A

cambia de 2.1 mol/L ([ ]) a 0.98 mol/L ([ ]) en un

período de 2 s. La velocidad promedio es:

98

⁄

56

⁄

Empero, si se mide el producto para determinar la

velocidad de reacción, la concentración aumenta con

el tiempo. Es decir, la []es mayor que la [] y así,

el cambio en la concentración del producto B [] ,

es positivo y la velocidad de reacción para en

términos de B es:

[] []

[]

La velocidad promedio para la reacción dependerá

del intervalo que sea seleccionado. Al calcularse la

velocidad promedio de reacción a intervalos cada

vez más cortos, se obtiene la velocidad en diversos

momentos lo que se llama velocidad instantánea.

Gráficamente, la velocidad instantánea está dada

por la pendiente de la tangente a la curva en ese

momento (Fig. 3). La velocidad instantánea en otro

momento cualquiera, se determina de igual forma y

siempre poseerá el mismo valor para la misma

concentración de reactivos, mientras se mantenga

constante la temperatura.

Por analogía, imagine que efectúa un recorrido por

carretera de San Salvador a Santa Ana a 80 km /h en

45 min. La velocidad promedio es 80 km /h y la

velocidad instantánea es la lectura del velocímetro

en cualquier instante del viaje.

Figura 3.Las velocidades instantáneas de la reacción general

, están dadas por las pendientes de las tangentes a unos

tiempos específicos.

La velocidad de reacción no es constante, ya que las

reacciones químicas pueden ocurrir a distintas

velocidades, así tenemos reacciones que suceden

instantáneamente, otras que se pueden demorar

algunos segundos o minutos u otras que se tardan

demasiado tiempo en producirse. Por ejemplo, si se

Concentración final de B

Concentración final de A

Concentración

inicial de A

Concentración

inicial de B Tiempo (t ), s

C o n c e n t r a c i ó n ,

o l / L

Tiempo (t ), s

C o n c e n t r a c i ó n ,

o l / L

t 1,f t 2, f

t 1, i

t 2, i

C 1, i

C 1, f

C 2, i

C 2, f

184



CINÉTICA QUÍMICA

Química

hace reaccionar ácido clorhídrico (HCl) con una

muestra de hidróxido de sodio (NaOH) se observa

que es muy rápida (instantánea); mientras que, la

oxidación del hierro bajo condiciones atmosféricas

es una reacción lenta, que puede demorar años en

generar una sustancia observable. Asimismo, hay

sustancias que no reaccionan por sí solas y para que

la reacción ocurra se debe adicionar un golpe de

energía, como la reacción química que vemos

muchas veces durante el día, la del gas propano

(CH3CH2CH3) de las cocinas con el oxígeno (O2), a la

que debemos de agregar el chispazo de un fósforo

para encenderlo.

Para medir en el laboratorio, la velocidad de una

reacción es necesario seguir el cambio de alguna

propiedad de una o del conjunto de las sustancias

involucradas durante un cierto período de tiempo.

Esta propiedad puede ser, por ejemplo, el color o la

apariencia (Fig. 4) durante el proceso (cuando un

clavo de hierro, Fe, se oxida, el color cambia de

grisáceo a rojo). En otros casos, se generan gases

como el producto de la reacción, cuyo volumen se

puede calcular a diferentes intervalos de tiempo. Por

ejemplo, se puede determinar el volumen del

dióxido de carbono (CO2) absorbido por una planta

en la reacción de fotosíntesis o el oxígeno (O2) que

libera en dicho proceso, por unidad de tiempo. Así,

se podría determinar la disminución de la masa de

estos objetos en el mismo tiempo, lo cual, daría la

información de la velocidad con que se consume uno

de los reactivos.

La expresión matemática para la velocidad de una

reacción particular , donde

y

indica los

coeficientes de la ecuación balanceada, así:

[ ]

[]

En esta expresión, se consideran los valores de las

velocidades de desaparición cambiados de signo,

valores positivos de formación y se dividen por sus

coeficientes estequiométricos.

[]

[]

[]

[]

[]

3

[]

[]

[]

3

46

Resuelva mediante la participación de sus

estudiantes el siguiente ejercicio, con la finalidad

determinar la expresión de velocidad en

términos del cambio de la concentración con el

tiempo.

PROBLEMA 1

Considere la reacción: +

a) Exprese la velocidad de esta reacción en

términos del cambio en la [], [] y []

con el tiempo.

b) Cuando la [] disminuye a 0.23 mol /L ¿Cuál

es la velocidad a la que se incrementa la

[]?

Estrategia: a) De los tres compuestos en la

ecuación se tomará el O2 ya que su coeficiente

estequiométrico es 1. Por cada molécula de O2

que desaparece, así lo hacen dos moléculas de

H2; entonces, la velocidad de disminución de O2

es la mitad de la velocidad de disminución de H2.

Por motivos similares, vemos que la velocidad de

disminución del O2es la mitad que la velocidad de

aumento del H2O. b) Debido a que el O2

disminuye, el cambio en su concentración deberá

ser negativo. Sustituimos el valor negativo

dentro de la expresión y despejamos[]

⁄ .

Paso 1. Obtener expresión de la velocidad de

reacción en términos de cada componente:

Paso2 . Calcular la velocidad de cambio de []:

185



CINÉTICA QUÍMICA

Química

Figura 4. Medición de la velocidad de reacción. A. Se añadió agua de bromo (Br2/H2O) a un tubo de ensayo que contenía hexano (C6H14).

B. Se dejó en reposo durante un largo tiempo en presencia de luz. C. Al reaccionar,el agua de bromo se decolora.

A B C

Resuelva mediante la participación de sus estudiantes el siguiente ejercicio, con el fin de determinar

gráficamente la forma que afecta la concentración sobre la velocidad de reacción:

PROBLEMA 2

La Figura 1 representa el cambio de concentración del reactivo A y del producto B, según la ecuación

general . En el tiempo 0 s, el primer frasco de capacidad de 1L, contiene un mol de A. Transcurridos

20 s, la cantidad de moles de A disminuye a 0.54 y la cantidad de moles formada de B es 0.46. A los 40 s, lacantidad de moles de A es 0.30 y los moles de B son 0.70. a) Realice la gráfica de concentración de reactivo

contra tiempo y la gráfica de concentración de producto contra tiempo y b) Estime la velocidad de

consumo de A y la velocidad de formación de B.

Estrategia: Para efectuar ambas gráficas tabule las concentraciones de A y B en los diferentes tiempos e

ilústrelo. Para hallar la velocidad de consumo de A y la velocidad de formación de B se calcula la diferencia

de concentración al comenzar y al finalizar un período de tiempo ( ). Divida entre el

tiempo transcurrido.

Paso 1. Tabular los valores proporcionados de las concentraciones de A y B en los diferentes tiempos yefectuar las gráficas que ilustren el cambio de la concentración de A y el cambio de la concentración de B:

Tiempo (s) *A+ (mol/ (L • s)) *B+ (mol/ (L • s))

0 1 0

20 0.54 0.46

40 0.30 0.70

La concentración de A disminuye en función del tiempo mientras que la concentración de B aumenta en función del tiempo.

186



CINÉTICA QUÍMICA

Química


VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA

Con esta actividad se demostrará que no todas las reacciones transcurren a igual velocidad; ya que, algunas son lentas y otras

rápidas como una explosión. Se organizarán equipos de tres o cuatro estudiantes y se les repartirán los materiales que

necesitarán. Pregúnteles ¿Las reacciones químicas se producen a la misma velocidad? ¿La fotosíntesis, las reacciones nucleares, las

explosiones de combustibles, la oxidación de una reja de hierro, la erosión de una piedra caliza por reacción con la lluvia ácida,

entre otros, son reacciones rápidas (instantánea) o lentas?

Materiales

3 vasos plásticos transparentes. Agua (cantidad necesaria).

3 tabletas efervescentes. 1 medidor de volúmenes de cocina.

1 cuchillo y tabla para cortar. 1 cronómetro.

Procedimiento

1. Llenar los vasos plásticos con 6 onzas de agua cada uno.

2. Tomar las tabletas: a una de ellas dividirla en cuatro partes iguales, la otra molerla y la última, la dejarla entera.

3. Introducir las pastillas efervescentes (entera, molida y dividida en cuatro partes) en cada vaso.

4. Medir el tiempo que tarda en disolverse cada tableta en el agua. Los resultados se anotarán en una tabla Tableta vs tiempo (s).

Pregúnteles: ¿qué concluyes con respecto al fraccionamiento de las tabletas? ¿Existe alguna relación entre el tamaño de las

partículas con el tiempo que se requirió para que pudieran reaccionar? ¿Qué podría hacerse para que el tiempo transcurrido sea

aún menor? ¿Y para conseguir que se tarde un poco más?

[ ]

54 /

3

3 54 /

4

[]

46 /

3

7 46 /

4

Paso 2 . En la expresión de velocidad de consumo de A, se introducen los valores dados en las variables de

la relación:

En el primer período de tiempo:

En el segundo período de tiempo:

En el primer período de tiempo:

En el segundo período de tiempo:

Es posible determinar que la velocidad de consumo de A disminuye a medida transcurre el tiempo; ya que

decrece la concentración de A. Mientras que, la velocidad de formación B disminuye a medida transcurre

el tiempo.

187



CINÉTICA QUÍMICA

Química

Así, la velocidad de reacción depende de distintos

factores: la temperatura a la que se efectúa, de la

concentración y la superficie de contacto entre los

reactivos, de la naturaleza de los reaccionantes, de

los catalizadores, etc.

2. FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE UNA

REACCIÓN

Tanto en los procesos industriales como en la vida

cotidiana es muy importante controlar la velocidad

de las reacciones que ocurren. Por ejemplo, en las

industrias, se quiere obtener una cierta cantidad de

producto en el menor tiempo posible y sin que

ocurran accidentes. La velocidad de una reacción

puede controlarse alterando algunas condiciones en

las cuales se lleva a cabo; es decir, variando la

temperatura, la concentración de los reactivos y la

superficie de contacto entre ellos o la presión, si se

trabaja con gases, entre otros.

Estos factores que modifican la rapidez con la que se

produce una reacción química se especifican en dos

aspectos: factores relacionados con la reacción y

factores relacionados con los reaccionantes.

Factores relacionados con los reaccionantes:

Efecto de la concentración: A medida aumenta la

concentración de los reactivos, se incrementa la

probabilidad de que se produzcan choques entre

las moléculas, ya que aumenta el número de sus

partículas en el medio y hace que la velocidad de la

reacción sea mayor. A medida que la reacción

avanza, disminuye la concentración de reactivos y

también, disminuye la probabilidad de choques y

con ella la velocidad de la reacción (Fig. 5).

La medida de la velocidad de una reacción química

envuelve la medida de la concentración de uno de

los reactivos o productos a lo largo del tiempo; dio

de otra manera, que para medir la velocidad de una

reacción se requiere medir, ya sea, la cantidad de

reactivo que desaparece unidad de tiempo o la

cantidad de producto que aparece por unidad de

tiempo.

Figura 5. A. Si hay una baja concentración entre los reactivos,

entonces habrá pocas colisiones entre las moléculas. B. Si la

concentración es alta, habrá un mayor número de colisiones y

por ende, la velocidad de reacción será mayor.

El Grado de subdivisión de los reaccionantes: El

grado de subdivisión del material está relacionado

con su área superficial, mientras más dividido se

encuentre un material, mayor será el área de su

superficie expuesta. Este factor es importante en

una reacción química, debido a que al aumentar el

grado de subdivisión de un reactivo, aumenta

también la rapidez de la reacción, puesto que el

área superficial se incrementa; así mismo, el

número de moléculas expuestas al choque

aumenta y por ende, el número de choques

eficaces (Fig. 6). En algunos lugares de almacenaje

de harina y en las minas de carbón, suelen ocurrir

explosiones, ya que las partículas poseen una gran

superficie de contacto y se oxidan más fácilmente.

Figura 6. A. Pequeñas piezas de piedra caliza reaccionan más

rápido con ácidos diluidos, para producir dióxido de carbono

(CO2) en forma de burbujas que B. rocas grandes.

Superficie de contacto: El grado de subdivisión de

un material se relaciona con su superficie de

contacto: mientras más dividido se halle un

material, mayor es el área de su superficie que se

expone, y por lo tanto, mayor será el número de

A B

A B

188



CINÉTICA QUÍMICA

Química

colisiones, aumentando la velocidad de reacción

(Fig. 7).

Figura 7 . Una lámina de zinc (Zn) en una solución de sulfato de

cobre (II) (CuSO4) reacciona más lento que el zinc en polvo.

Se manifiesta claramente cuando se quiere hacer

una fogata y se cuenta con un tronco de árbol, los

campesinos saben muy bien, que en primer lugar, se

deben hacer astillas (aumenta la superficie decontacto) y no el tronco completo.

La Naturaleza de los reaccionantes: No es un factor

cinético en sí, sino un factor termodinámico que se

relaciona con la estructura misma de la sustancia y

con su tendencia a reaccionar. La estructura

molecular de las sustancias determina su propia

naturaleza, la cual influye sobre la rapidez de las

reacciones químicas (Fig. 8).

Una sustancia posee su propia naturaleza, la cual le

confiere sus características individuales. Dicha

estructura específica influye sobre la rapidez de la

reacción química de cada una de las sustancias. La

naturaleza del reaccionante es una constante y no

una variable.

Figura 8. A. La reacción de magnesio (Mg) en ácido clorhídrico

(HCl) se produce instantáneamente con fuerza, liberando

grandes cantidades de calor. B. La reacción de cobre (Cu) en HCl

no se produce o se produce lentamente a temperatura

ambiente.

¿Qué concentración de ácido clorhídrico (HCl) reaccionarápidamente con una muestra de zinc (Zn)?El zinc (Zn) reacciona con ácido clorhídrico (HCl). El Zn en

una solución poco concentrada de HCl, reacciona lento;

en cambio, en una solución con una alta concentración

de HCl, la reacción es rápida. Esta reacción conduce a la

formación de cloruro de zinc (ZnCl2) y de hidrógeno (H2),

notándose por la liberación de gas en forma de burbujas.

A B


FACTORES RELACIONADOS CON LOS REACCIONANTES:

Efecto de la concentración, Grado de subdivisión y Naturaleza de los reaccionantes

Con esta actividad se demostrará cómo influye la concentración de los reaccionantes, el tamaño de las partículas y su naturalezaen la velocidad de reacción; por medio de la reacción del bicarbonato de sodio (NaHCO3) presente en una tableta de Alka-

Seltzer® con agua para formar ácido carbónico (H 2CO3), que se descompone en dióxido de carbono (CO 2) y agua (H2O). Forme

equipos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles ¿han observado cómo algunos

alimentos se descomponen más rápidamente que otros? Cuando encienden un cerillo ¿han visto cómo toma muy poco tiempo

para que el cerillo se queme por completo?

Materiales

1Tableta de Alka-Seltzer®. Agua (cantidad necesaria).

1 cuchillo, cronómetro. 2 vasos plásticos transparentes.

5 mL de ácido acético (vinagre, CH3COOH). 2 goteros plásticos.

189



CINÉTICA QUÍMICA

Química

Factores relacionados con la reacción

En seguida, se describen los factores relacionados

con la reacción:

Temperatura: La temperatura tiene un marcado

efecto sobre la velocidad de reacción, el cual se

aprecia en diversas situaciones de la vida diaria.

Por ejemplo, para conservar nuestros alimentos,

los mantenemos en una refrigeradora para evitarque se descompongan pronto.

La velocidad de la mayoría de las reacciones

aumenta al incrementar la temperatura del medio

donde se desarrollan (Fig. 9). Cuando aumenta la

temperatura, se incrementa la energía cinética de

las partículas de las sustancias reaccionantes

provocando que los choques sean más frecuentes.

Esto aumenta el número de colisiones efectivas

entre ellas, lo que les permite reaccionar eincrementar la rapidez de reacción. Mientras más

rápido se muevan, mayor será la probabilidad de

que choquen y reaccionen. Al disminuir el calor, las

reacciones se hacen más lentas.

Figura 9. Deshidratación del sulfato de cobre (II) (CuSO4). Al

aumentar la temperatura, se deshidrata, dejando el sulfato de

cobre (II) anhidro (blanco).

Presencia de un catalizador en una reacción: Un

catalizador es una sustancia que logra modificar la

velocidad de una reacción sin que él mismo se

consuma durante el proceso o sufra un cambio

químico, denominándose catálisis a la acción que

produce.

En general, el término catalizador ( positivo) se usa

para referirse a una sustancia que ayuda a acelerar

la velocidad de una reacción; hay sustanciasllamadas inhibidores (catalizadores negativos) que

puede causar que disminuya la aceleración de una

reacción (Fig. 10).

Por ejemplo, el peróxido de hidrógeno (H2O2, agua

oxigenada) se descompone en oxígeno (O2) y agua

(H2O). Una solución de H2O2 se puede almacenar

durante varios meses porque la velocidad en que

sucede la reacción de descomposición es lenta; si

se añade una sal de manganeso, una sal que posea

yodo o una sustancia biológica llamada enzima, lareacción se produce rápidamente, tal como indica

el burbujeo a medida que el oxígeno escapa de la

solución.

Figura 10 . Un escarabajo bombardero fabrica un gas explosivo

mezclando la hidroquinona y peróxido de hidrógeno, a los que

agrega una enzima inhibidora, como mecanismo de defensa.

El gas sale del escarabajo a 100 °C y puede disparar hasta 50

chorros sucesivos con un alcance de 5 centímetros.

Procedimiento

1. Dividir una tableta de Alka-Seltzer® a la mitad y colocar cada mitad en un vaso plástico.

2. Agregar 5mL de agua a uno de los vasos y 5mL de vinagre (CH3COOH) al otro vaso.

3. Medir el tiempo que tarda en disolverse el sólido y anotar los resultados.

Pregúnteles: ¿cuál de las dos reacciones químicas se llevó a cabo más rápido? ¿Por qué? ¿Cuál de los dos reactivos utilizados brindó

mejores resultados? ¿Qué concluirías de la naturaleza de los reaccionantes?

190



CINÉTICA QUÍMICA

Química


FACTORES RELACIONADOS CON LA REACCIÓN II:

Presencia de un catalizador, Temperatura y Superficie de contacto

Con esta actividad se demostrará cómo influye la presencia de un catalizador, la temperatura y la superficie de contacto en la

velocidad de reacción. Forme equipos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles ¿Por

qué es conveniente congelar los alimentos? ¿Qué sustancias químicas utilizarán las industrias para preservar la comida enlatada?

¿Podemos hacer más lentas las reacciones químicas?

Materiales

1 papa grande sin cáscara. 1 bote de peróxido de hidrógeno (50mL) (agua oxigenada, H2O2).

1 tenedor metálico. 5 vasos plásticos transparentes.

4 recipientes con profundidad. 1 hornilla o parrilla eléctrica u otra fuente de calor*.

1 regla, cronómetro. Agua (cantidad necesaria).

1 mechero

Experimento 1

Procedimiento1. Machacar una papa con ayuda del tenedor y colocarla en un vaso hasta que alcance una altura de dos centímetros.

2. Verter en el vaso peróxido de hidrógeno (H2O2) hasta una altura de cinco centímetros del vaso.

3. Agitar el vaso y observar lo que ocurre.

4. Repetir el procedimiento aumentando la cantidad de peróxido.

5. Medir la altura de la reacción cinco veces, una por cada minuto y anotar los resultados. Elaborar una gráfica que muestre

los resultados obtenidos.

Pregúnteles: ¿los cambios que experimenta la concentración del peróxido de hidrógeno (H2O2 ) influye en la velocidad de reacción?

¿De qué forma influye? ¿Cómo afecta en la velocidad de reacción que el vaso se agite? ¿Cómo influye en la velocidad de reacción la

adición de un catalizador? ¿Por qué?

Experimento 2Procedimiento

1. Enumerar cuatro vasos y colocar en cada uno de ellos un trozo papa machacada hasta una altura de dos centímetros.

2. Preparar cuatro baños María con los recipientes hondos para los vasos, siguiendo las indicaciones siguientes: i) Baño de

hielo (0 °C), ii) Baño de agua a temperatura ambiente (20 °C-25 °C), iii) Baño de agua a temperatura corporal (36 °C-39 °C) y

iv) Baño de agua caliente (70 °C-80 °C).

3. Sumergir cada vaso en cada Baño María durante 5 minutos. Una vez transcurrido el tiempo, deberán añadir el peróxido de

hidrógeno (H2O2) hasta completar una altura de cinco centímetros.

4. Agitar los vasos y colocar nuevamente los vasos en los baños respectivos.

5. Medir la altura de la espuma formada. Repetir las mediciones cinco veces, uno cada minuto.

Pregúnteles: ¿en qué vaso se produjo más espuma en menos tiempo? ¿Cómo podrías explicar estos resultados? ¿Cómo influye la

temperatura en la velocidad de reacción? ¿Qué sucedió con la temperatura del agua cercana a la del cuerpo humano? ¿Cuál ocuáles podrían ser tus conclusiones?


FACTORES RELACIONADOS CON LA REACCIÓN I: Presencia de un catalizador

Con esta actividad se demostrará cómo influye la presencia de un catalizador en la velocidad de una reacción. Forme equipos de

tres estudiantes y repártales los materiales por utilizar. Pregúnteles ¿cuál es la función de un catalizador?

191



CINÉTICA QUÍMICA

Química

3. ECUACIÓN DE VELOCIDAD

La relación matemática que indica la dependencia de

la velocidad de reacción y la concentración de los

reactivos, se expresa por medio de la ecuación de

velocidad o la ley de velocidad. En general, para una

reacción química de la siguiente forma:

+ +

La expresión de la ecuación de velocidad, es:

[ ][]

La ecuación de velocidad muestra que la velocidad

de una reacción es proporcional a la concentración

de los reactivos. Además, esta relación nos indica

que cada concentración se halla a una potencia

determinada. Es de reconocer que los exponentes,

y no son necesariamente los coeficientes

estequiométricos de la ecuación química, ya queestos deben determinarse de forma experimental;

los cuales, pueden ser números enteros positivos y

negativos, el cero o fracciones.

La constante de proporcionalidad se designa por la

letra k y se denomina constante de velocidad . Esta

constante es específica para cada reacción química y

depende de la temperatura. Por ejemplo, para la

siguiente reacción:

+

La ecuación de velocidad, es la siguiente:

[][]

Orden de una reacciónEn una reacción química, el exponente al que se

encuentra elevada la concentración de un reactivo

en la ecuación de velocidad se llama orden parcial o

simplemente orden, respecto a ese reactivo.

La suma de las órdenes parciales, esto es, la suma de

todos los exponentes de la ecuación de velocidad, es

el orden total de la reacción.

En síntesis, y representan el orden parcial de la

reacción, respecto al reactivo A y al reactivo B,respectivamente; la suma + indica el orden total

de la reacción. En el ejemplo anterior, es de segundo

orden para NO, primer orden para Cl2 y tercer orden

en general. Ahora, consideremos otro ejemplo, la

reacción de descomposición del óxido de nitrógeno

(V):

4 + , []

Materiales

1 terrón de azúcar mediano. Pinzas de madera (para sujetar la ropa).

1 mechero de alcohol (Actividad 4). Ceniza.

Procedimiento

1. Sujetar el terrón de azúcar con las pinzas y acercarlo a la fuente de calor para intentar hacerlo arder.

2. Impregnar el terrón de azúcar con la ceniza y repetir el paso 1. Observar lo que ocurre.

¿Qué sucedió?

Al aproximar el terrón de azúcar a la llama no arde, sino que se tuesta y se funde como caramelo. Si el azúcar se funde antes de

arder, es porque la temperatura de fusión es inferior a la temperatura de combustión. El azúcar arde en el aire a una temperatura

superior a los 500 °C. Al impregnar el terrón de azúcar con la ceniza y lo acercamos a la llama, el azúcar comienza a arder. La ceniza

actúa como un catalizador que permite que la reacción de combustión del azúcar suceda a una temperatura muy inferior.

Pregúnteles: ¿cuáles son los reactivos? ¿Cuál es la función del cerillo en la reacción química? ¿Y de la ceniza? ¿Qué tipo de

catalizadores se hallan en nuestr o organismo? Justifica la siguiente afirmación “...Cualquier ser vivo es semejante a una máquina

térmica que es capaz de regenerar sus propias piezas…”.

192



CINÉTICA QUÍMICA

Química

RESUMEN

Cinética química: Su fin principal es determinar el

mecanismo de las reacciones químicas mediante el

estudio de la velocidad en distintas condiciones (la

temperatura, concentración, etc.).

Constante de velocidad: Presenta el símbolo k . Es la

constante que aparece en la ley que expresa la

velocidad de una reacción química en función de la

concentración de las especies que intervienen.

ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… LITERATURA-BIOLOGÍA

¿HAS VISTO A UNA LUCIÉRNAGA?

Realiza la siguiente lectura:

Las luciérnagas son insectos que brillan en la oscuridad, prendiendo y apagando el abdomen como si llevaran una pequeña linterna.Existen otros insectos y bacterias que presentan esa asombrosa particularidad de luz intermitente. Al fenómeno de esta luz

producida por algunos seres vivos se llama bioluminiscencia. Para que en el abdomen de la luciérnaga ocurran las reacciones

químicas que producen luz, se necesita que en su aparato luminoso estén presentes: el oxígeno del aire, una sustancias que se llama

luciferina y una enzima denominada luciferasa. El oxígeno del aire penetra en el aparato luminoso de la luciérnaga por una serie de

tubos llamados traqueales, se pone en contacto con la luciferina y la oxida en presencia de la luciferasa (una enzima que actúa como

catalizador) para formar una nueva sustancia llamada luciferasa oxidada. La energía necesaria para que se produzca la reacción

proviene de una sustancia que los bioquímicos llaman Trifosfato de adenosina (ATP). Una vez formada la luciferasa oxidada, esta se

descompone espontáneamente y se regenera la luciferina inicial y el oxígeno, y el exceso de energía que fue facilitada por el ATP es

liberada en forma de luz.

Solicíteles a sus estudiantes que respondan las siguientes preguntas a partir de la lectura efectuada:

¿Qué piensas que sucedería sin la enzima luciferasa? ¿Cuál es la función, que consideras, que poseen las enzimas? ¿Qué es un catalizador?

Investiga en qué otros fenómenos o procesos químicos se observa la presencia de catalizadores ¿Qué efectos tienen sobre las

reacciones químicas?

Investiga lo siguiente. ¿Qué efecto tienen cada uno de los siguientes factores en la velocidad de reacción: Cambios en la

concentración, cambios en la temperatura, el estado físico de los reactivos químicos y su naturaleza, y la presencia de

catalizadores?

194



CINÉTICA QUÍMICA

Química

Enzima: Proteína que ejerce como catalizador en las

reacciones biológicas químicas.

Orden de reacción: En la expresión de la ecuación de

velocidad de una reacción química, la suma de las

potencias a la que se eleva las concentraciones es el

orden total de la reacción.

Velocidad de reacción: Cantidad de sustancia que se

consume o se produce por unidad de tiempo.


1. Andalucía Innova (2011) 100 Preguntas, 100 Respuestas. Especial Ciencia Cotidiana. Junta. Consultado en

octubre 2011 desde http://goo.gl/Bjk7P

2. Chang. R., W. College (2002) Química. Séptima Edición. Colombia. McGraw-Hill Interamericana Editores, S.A.

de C.V.

3. Doria, M., J. Ibáñez, R. Mainero (et al) (2009) Experimentos de química en microescala para nivel medio

superior. Universidad Iberoamericana. México.

4. Educarchile. El portal de la educación (s.f.) Cinética química y la Velocidad de reacción. Consultado en

octubre de 2011en http://goo.gl/pygBh

5. Educarchile. El portal de la educación (s.f.) Cinética química. Fichas temáticas. Consultado en diciembre de

2011en http://goo.gl/2XcND

6. Kotz, J., P. Treichel, P. Harman (2003) Química y reactividad química. Quinta Edición. México. Thomson.

7. Saavedra, G. (s.f.) Velocidad de reacción. Facultad de Agronomía. Universidad de Concepción. Consultado en

octubre de 2011 desde http://goo.gl/eFgOj

8. Ramos, T. (2009) Factores que modifican la velocidad de una reacción. CESLAS. Nivel Secundario. Colegio

Ignacio Zaragoza. Consultado en octubre de 2011 desde http://goo.gl/aHr47

9. RENa (2008) Reacciones químicas. Velocidad de las reacciones químicas. Catalizadores. Red Escolar

Nacional. Ministerio del Poder Popular para Ciencia, Tecnología e IndustriasIntermedias. Consultado en

octubre de 2011en http://goo.gl/QM0O5

10. Silberberg, M. (2000) Química General. Segunda Edición. McGraw-Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V.

México.

11. Vaquero, M. (2008) Velocidad de las reacciones químicas y concentración. Recursos de Ciencias para la

enseñanza en secundaria, apuntes, webquest, proyectos científicos, descargas, simulaciones.Consultado en

octubre de 2011en http://goo.gl/QM0O5

195

http://goo.gl/eFgOj

http://goo.gl/eFgOj



CINÉTICA QUÍMICA

Química


1. De los enunciados siguientes, especifica ¿uál o

cuáles son los correctos?

a. En cualquier reacción química, al duplicar la

concentración de uno de los reactivos, se ha

de duplicar la velocidad de reacción.

b. En la mayoría de las reacciones, la velocidad

aumenta al aumentar la temperatura.

c. Los catalizadores no modifican la expresión de

la velocidad de las reacciones químicas.

d. Los catalizadores siempre van a aumentar la

velocidad de reacción.

2. De los enunciados, indica las correctas:

a. El valor de la constante de la velocidad será

independiente de la temperatura.

b. El orden total de una reacción química será

siempre la suma de todos los coeficientes

estequiométricos de los reactivos que están

en la ecuación química.

c. El orden total de cualquier reacción química

ha de ser siempre un número entero.

d. La constante de velocidad de una reacción, es

la misma para varios pasos elementales, en elmecanismo de reacción.

3. Si se desea que el proceso de reacción entre la

sustancia A y B, sea rápido, siendo A un sólido y B

disuelto en agua, indica cuáles de entre las

siguientes medidas deberás adoptar:

a. Enfriar el sistema.

b. Pulverizar A y añadir exceso de B.

c. Disminuir la concentración de B.

d. Transmitir calor al sistema.

4. Explica por qué se oxidan más rápidamente las

tienen limaduras de hierro que un clavo.

5. Usando la ecuación de velocidad, determina la

velocidad de la reacción de CO y NO2, a 540K,

cuando [CO] = 3.8 x 10-4mol/L y [NO2] = 0.650 x

10-4 mol/L. La constante de velocidad es 1.9 L/

(mol • h).

6. Desarrolla lo que se le solicita a continuación:

Balancee la siguiente ecuación y exprese la

velocidad en términos de los cambios de la

concentración respecto al tiempo para cada

sustancia:

+

7. Considera la reacción siguiente:

+

Suponiendo que, en un momento en particular en

la reacción, el óxido nítrico (NO) reacciona a la

velocidad de 0.066 mol/ (L • s). a) ¿Cuál es la

velocidad de formación del NO2? b) ¿Cuál es la

velocidad a la que reacciona el oxígeno? c) ¿Qué

tan rápido decrecerá la [] cuando la []

disminuye a 1.60 mol/ (L • s)?

8. ¿Qué entiendes por orden de reacción? Escribe

una ecuación de velocidad de reacción y luego

identifique en ella, qué significa cada término de

la expresión.

9. El monóxido de carbono se quema generando

dióxido de carbono:

+

Si [CO] y [O2] son de 0.02 mol/L y la velocidad de

reacción es de 3.68x 10-5moles/ (L x min):

a. La expresión general para la ley de velocidadpara esta reacción es [][]. Por lo

tanto, determine el valor de la constante de

velocidad y especifique sus unidades.

b. ¿De qué orden es la reacción con respecto al

CO?

c. ¿Cuál es el orden general de la reacción?

196



Lección 15. ESTEQUIOMETRÍA

CONTENIDOS

1.

Concepto de estequiometría.

2.

Leyes ponderales.

3.

Ecuaciones químicas.

4.

Cálculos estequiométricos.


1.

Describe el significado de las leyes

ponderales.

2.

Escribe de manera correcta una ecuación

química balanceada utilizando el método del

tanteo.

3.

Describe e interpreta la información que

indica una ecuación química balanceada.

4.

Realiza cálculos estequiométricos utilizando

las cantidades indicadas en una ecuación

química balanceada.

PALABRAS CLAVE

Estequiometría, leyes ponderales, ecuación

química balanceada, método del tanteo, factor de

conversión, mol.


A lo largo del día, contamos y me

constantemente diferentes tipos de objetos,

cuando cocinamos, compramos, trabajamos, e

química, es importante poder cuantificar, c

mayor exactitud, la cantidad de productos q

pueden obtener a partir de la materia prima

ingresa a un determinado proceso. Sólo d

manera puede hacerse más eficiente la labor de

las empresas que desarrollan procesos químicos

DESCRIPCIÓN

La lección inicia definiendo qué es la estequiom

su utilidad para luego explorar sus bases en las

ponderales. Después, se retoma el tema

ecuaciones químicas, específicamente, su ba

mediante el método del tanteo. Finalmente, se

la información proporcionada por una ec

balanceada para realizar cálculos estequiométric



ESTEQUIOMETRÍA

Química

1.

CONCEPTO DE ESTEQUIOMETRÍA

a estequiometría, palabra que se deriva del

griego stoicheion, que significa “elemento”, y

metron, “ medida”, es la rama de la Química

que se encarga del estudio de las relaciones

cuantitativas entre elementos y compuestos dentro

de una reacción química. El estudio de estas

relaciones tiene como base el mol, estudiado en la

Lección 4, definido como la cantidad de una

sustancia que contiene tantas entidades elementales

(átomos, moléculas, iones, electrones u otras

partículas) como átomos hay exactamente en 12 g

de carbono 12, es decir, aproximadamente igual a

6.02 x 1023

.

Sin embargo, sus estudiantes se preguntarán ¿para

qué nos sirve la estequiometría?

En la Lección 4, se pudo constatar que diariamente

utilizamos cantidades de sustancias químicas y se

señaló cómo traducir esas cantidades en unidades

químicas. Además, se instruyó lo que indican las

fórmulas químicas y cómo utilizar esta información

tal como lo hacen los profesionales en las industrias

y en los laboratorios. Estas cantidades son

importantes pues se puede saber la cantidad de

sustancia por obtener a partir de la materia prima

con la que se inicia un proceso químico.

No obstante, en los primeros tiempos de la Química,

la mayoría de los fenómenos estudiados solo se

describían indicando cuáles reactivos eran

necesarios y cuáles productos se esperaban de una

reacción. Con el paso de los años y la aparición del

método científico experimental, se fue haciendo

necesario medir, contar y calcular (cuantificar) con la

mayor exactitud posible, cuáles productos y en qué

cantidad podían obtenerse de unos determinados

reactivos. Para el conocimiento químico, fue

determinante conocer qué relación existe entre las

cantidades de las sustancias que intervienen en una

reacción, desde el punto de vista cuantitativo.

2.

LEYES PONDERALES

El hallazgo de un instrumento de medición, la

balanza, y su aplicación de forma sistemática a la

investigación de las transformaciones químicas por

parte del químico francés Antoine-Laurent Lavoisier

(1743-1794), propiciaron el descubrimiento de las

leyes de las combinaciones químicas y el

establecimiento de la química como ciencia.

Las leyes ponderales, son una expresión clara de esa

necesidad de encontrar las regularidades en los

fenómenos y utilizar este conocimiento para

aprovechar mejor las reacciones químicas.

L

ACTIVIDAD 1. (Tiempo aproximado: 30 minutos)

¿CAMBIA EL PESO?

Materiales

Una botella de plástico de 350 mL, un globo, una tableta

antiácida o un sobre de antiácido (efervescente); 100 mL de

agua, un recipiente medidor de volúmenes de cocina y una

balanza.

Procedimiento

1. Pesar cada uno de los materiales individualmente.

2. Medir 100 mL de agua con el medidor de volúmenes,

pesarlos en la balanza y depositarlos en la botella.

3. Partir en trozos pequeños la tableta y ponerlos dentro del

globo.

4. Colocar el globo cuidadosamente, sin dejar caer el

antiácido, en la boca de la botella.

5. Pesar en la balanza todo el dispositivo y anotar el valor

obtenido (como la imagen de abajo).

6. Retirar el dispositivo de la balanza, levantar el globo y

dejar caer el antiácido en el agua hasta considerar que se

detuvo la reacción.

7. Volver a pesar el dispositivo y anotar el peso.

Pregúnteles: ¿por qué se infla el globo? ¿Por qué creen que el

dispositivo pesa lo mismo antes y después de la reacción

química?

Pesaje de dispositivo sobre balanza granataria.

198



ESTEQUIOMETRÍA

Química

Ley de la conservación de la masa (Ley de Lavoisier)

Como se mencionó anteriormente, fue Lavoisier

quien, mediante experimentos, midió la masa de las

sustancias antes, durante y después de una reacción

específica (combustión). Con sus experimentos sentó

las bases de la química moderna, al incorporar a la

observación herramientas para medir

cuidadosamente lo que sucede durante el proceso

de los fenómenos químicos. Fruto de sus

observaciones logró enunciar la importante ley de la

conservación de la masa, que se expresa de la

siguiente manera:

Puede pedirles a los estudiantes que apliquen esta

ley a la Actividad 1.

Ley de las proporciones constantes o definidas (ley

de Proust)

Al cuantificar la materia es importante saber si un

cierto compuesto está constituido por los mismos

elementos y en qué proporción están. La ley de

Proust responde a estas interrogantes. Proust llegó a

la conclusión que:

De lo anterior se deduce que esta SOLO SE PUEDE

APLICAR cuando estemos comparando masas de

DOS elementos para formar el MISMO COMPUESTO.

Por ejemplo, en el metano (CH4),

independientemente de la cantidad de carbono e

hidrógeno disponible para reaccionar, cuando se

forma dicha molécula, siempre lo harán cuatro

átomos de hidrógeno por cada uno de carbono, es

decir, en un compuesto químico,

independientemente de la forma de su preparación,

los elementos intervienen en proporciones fijas y

constantes. Así, cuando dos elementos forman un

compuesto, una cantidad dada de uno de ellos se

combinará con una cantidad definida del otro, pues

si lo hicieran de diferente manera estarían formando

otro compuesto.

Ley de las proporciones múltiples (ley de Dalton)

Dalton, en 1808, concluyó que:

El gas natural está compuesto principalmente de

metano (CH4), pero también se compone de etano

(C2H6), propano (C3H8) y butano (C4H10). Note que en

el metano el peso de carbono es: 12.0 gramos; el

etano suma 24.0 gramos de carbono, el propano

36.0 gramos y el butano 48.0 gramos. Se puede ver

entonces que en el etano la masa correspondiente al

carbono es el doble de la masa presente en el

metano. Así, la del propano es el triple y la del

butano es el cuádruple; diciéndolo sintetizado:

números enteros sencillos.

3.

ECUACIONES QUÍMICAS

Recordando la Lección 11, una ecuación química, es

un enunciado en fórmulas que expresan las

identidades y las cantidades de las sustancias

presentes en el cambio físico o químico. El lado

izquierdo de una ecuación muestra la cantidad de

cada sustancia presente antes del cambio y el lado

derecho muestra las cantidades presentes después

del cambio.

Para que una ecuación represente estas cantidades

exactamente, debe estar balanceada; esto es, el

mismo número de cada tipo de átomo debe

aparecer en ambos lados de la ecuación. Este

requisito es una conclusión directa de la ley de la

En cualquier reacción química que ocurra en un

sistema cerrado, la masa total de las sustancias

existentes se conserva. O lo que es lo mismo: en una

reacción química la masa de los reactivos (sustancias

de partida) es la misma masa que la de los productos

(sustancias finales).

Cuando se combinan químicamente dos o más

elementos para dar un determinado compuesto,

siempre lo hacen en una proporción fija, con

independencia de su estado físico y forma de

obtención.

Dos elementos pueden combinarse entre sí en más

de una proporción para dar compuestos distintos. En

ese caso, determinada cantidad fija de uno de ellos

se combina con cantidades variables del otro

elemento, de modo que las cantidades variables del

segundo elemento guardan entre sí una relación de

números enteros sencillos.

199



ESTEQUIOMETRÍA

Química

conservación de la masa y de la teoría atómica,

vistos en el apartado anterior y que podemos

resumir de la siguiente manera:

En un proceso químico, los átomos no pueden ser

generados, destruidos o cambiados, solo

reordenados en distintas combinaciones.

Las fórmulas de los compuestos representan

proporciones fijas de los elementos que los

componen, así que una proporción diferente

representa un compuesto diferente.

Balanceo de ecuaciones por tanteo

Escriba a sus estudiantes la siguiente descripción en

la pizarra:

Una tira de magnesio al reaccionar con el oxígeno

del aire produce un polvo llamado óxido de

magnesio (MgO).

Coménteles que también producen luz y calor (luz

blanca de algunos fuegos artificiales), pero para

realizar el balanceo de la ecuación solo nos

interesan las sustancias presentes en la reacción.

Luego explíqueles que para realizar el balanceo hay

ciertos pasos, y que, a medida se los vaya indicando,

ellos deben ir realizándolos en la cartulina, de

acuerdo con la Actividad 2.

1.

Traducción del proceso. Si la reacción es descrita y

no se presenta como ecuación, hay que traducir

el proceso a una ecuación siguiendo las reglas de

los números de oxidación de la Lección 9:

_

Verifique que todos los estudiantes hayan

escrito bien la ecuación. Explíqueles que el

guion bajo indica dónde se escribirá el

coeficiente.

2.

Balanceo de los átomos. Este paso requiere

observar ambos lados de la ecuación para hacer

coincidir el número de cada tipo. Indíqueles que:

Deben iniciar con la sustancia más compleja,

aquella que tenga la mayor cantidad de átomos

o de diferentes tipos de átomos o seleccionar

un compuesto que contenga el átomo de un

elemento que se repita en la mayoría de las

sustancias que intervienen.

Asignar a la fórmula del compuesto

seleccionado un coeficiente tal que logre igualar

el número de átomos del elemento en

reactantes y productos. Dicho coeficiente debe

ser el menor posible y afecta a todos los

elementos incluso a los índices.

Repetir el procedimiento anterior con los

átomos de los elementos hasta que la ecuación

esté balanceada.

Deben terminar con la menos compleja, como

un elemento individual.

Pregúnteles si han identificado qué sustancia es

la más compleja (MgO) y cuál es la menos

compleja (Mg) y verifique que todos estén de

acuerdo, proponiendo el orden en el cual harán

el balanceo: primero el MgO, después el O2 yfinalmente el Mg.

Al balancear por el método del tanteo, se

prueba con diferentes coeficientes por

exploración o “tanteo” hasta encontrar o

acertar con el valor que permita hacer coincidir

el número de cada tipo de átomo a ambos lados

de la ecuación.

ACTIVIDAD 2. (Tiempo aproximado: 45 minutos)

BALANCEANDO

A medida desarrolla el contenido Balanceo de ecuaciones

por tanteo, llevará a cabo esta actividad con elestudiantado. Para ello puede formar grupos de dos a

cuatro integrantes.

Materiales

Cinco bolitas de durapax pintadas de verde, cinco bolitas

de durapax pintadas de rojo, un pliego de cartulina, tabla

periódica, tirro, navaja, cuaderno de apuntes y lápiz.

Indíqueles que deben partir las bolitas de durapax por la

mitad, intentando dejarles una superficie lisa ya que,

servirá para pegarlas a la cartulina.

200



ESTEQUIOMETRÍA

Química

Para ello, se inicia con el coeficiente más bajo,

el 1 o un coeficiente tal que logre igualar el

número de átomos del elemento en reactantes

y productos, como lo indica el segundo literal.

Indíqueles que, usando el lápiz y las mitades de

las bolas de colores, escriban antes del MgO el

coeficiente 1 y sobre el símbolo de cada

elemento en el compuesto, coloquen una bolita

por el número de átomos que hay de cada uno.

Lo que obtendrán será similar a esto:

Luego, realizar los mismos pasos para el oxígeno

y el magnesio de acuerdo al orden

anteriormente planteado y no olvidando que

deben multiplicar el coeficiente por el subíndice

de cada átomo:

Esto indica que en los reactivos hay un átomo

de magnesio y dos de oxígeno y en los

productos uno de magnesio y uno de oxígeno.

Pregúnteles ¿Están balanceados todos los

átomos? ¿Por qué? ¿Qué coeficiente hay que

cambiar para balancear todos los elementos?

Dado que es preferible trabajar con números

enteros, podrían ajustar (cambiar) el coeficiente

del Mg y del MgO, ya que ambos se alteran de

igual manera, por el número que sigue, es decir,

el 2:

3.

Comprobación. Después de balancear y ajustar

los coeficientes, siempre hay que asegurarse que

la ecuación está balanceada:

( ) ( )

4.

Especificaciones de los estados de la materia. La

ecuación final también debe indicar el estado

físico de cada sustancia. Recordando la Lección 11

y el enunciado al inicio de la actividad, guíe a sus

estudiantes para escribir los estados físicos en los

que se encuentran las sustancias, realizando las

siguientes preguntas: ¿en qué estado de la

materia se encuentra el Mg cuando se indica que

hay “una tira de magnesio”? ; si el oxígeno está en

el aire, ¿cuál es su estado? ; si el MgO que se

produce es polvo, ¿cuál es su estado?

Por tanto la ecuación balanceada sería:

() () ()

Cuando el coeficiente es 1 no se indica en la

ecuación.

Puede sugerir otras reacciones para continuar la

actividad. Por ejemplo, escriba la ecuación

balanceada de la reacción entre el cloruro de

hidrógeno y el oxígeno de la cual se obtiene agua

líquida y cloro.

Tomando en cuenta las indicaciones anteriores

puede resolver:

_HCl(g) + _O2(g) _H2O( l ) + _Cl2(g)

_HCl(g) + _O2(g) 1H2O( l ) + _Cl2(g)

1HCl(g) + 1O2(g) 1H2O( l ) + 1Cl2(g) HCl(g) + O2(g) 2H2O( l ) + Cl2(g)

4HCl(g) + O2(g) 2H2O( l ) + 2Cl2(g)

Otras recomendaciones al balancear una ecuación

serían:

El coeficiente opera sobre todos los átomos de la

fórmula después de él, en otras palabras, que se

multiplica por cada uno de ellos y de sus

subíndices, como se aprendió en la Lección 11.

Al balancear ecuaciones no deben alterarse las

fórmulas químicas.

No se deben agregar otros reactivos o productos

para balancear la ecuación, porque esto

representa una reacción química diferente.

4.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS

Una ecuación balanceada contiene información

cuantitativa relacionada con las sustancias

201



ESTEQUIOMETRÍA

Química

individuales; en otros términos, las cantidades de los

reactivos y los productos involucrados en términos

de moles,

que pueden ser traducidos a términos de moléculas

o de masa (ver Lección 4).Si conoce el número de

moles de una sustancia, la ecuación balanceada le

indica el número de moles de todas las otras en la

reacción (Fig. 1).

Dicho de otra manera, el número de moles de una

sustancia es equivalente estequiométricamente al

número de moles de cualquier otra sustancia en la

ecuación balanceada. Para ser más claros, el término

equivalente estequiométricamente significa que una

cantidad definida de una sustancia se forma,

produce o reacciona con una cantidad definida de

otra.

Considerando la reacción de la figura 1, puede

observar que:

1 mol de C3H8 reacciona con 5 moles de O2

1 mol de C3H8 produce 3 moles de CO2

1 mol de C3H8 produce 4 moles de H2O

Por tanto, en esta reacción:

1 mol de C3H8 es equivalente estequiométricamente

a 5 moles de O2


a 3 moles de CO2


a 4 moles de H2O

De igual manera:

3 moles de CO2 son equivalentes

estequiométricamente a 4 moles de H2O

5 moles de O2 son equivalentes

estequiométricamente a 3 moles de CO2

Así sucesivamente.

Este tipo de equivalencias se usan para crearfactores de conversión. Estos puede obtenerlos con

ayuda de sus estudiantes (Tabla 1).

Tabla 1. Factores de conversión (relaciones estequiométricas)

para la reacción de combustión del propano

1.

2.

3.

4.

5.

6.

7.

8.

9.

10.

11.

12.

+

CH 5 3 C 4 H

ml CH 5 ml 3 ml C 4 ml H

mlél CH 5 mlél 3 mlél C 4 mlél H

44.09 CH 60 3.03 C 7.06 H

Figura 1. Información obtenida a partir de la ecuación balanceada de la combustión del gas propano.

+

+

202



ESTEQUIOMETRÍA

Química

PROBLEMA 1. Cálculos mol-mol

a. ¿Cuántos moles de O2 son consumidos cuando se producen 10 moles de H2O?

Indíqueles que deben iniciar con el dato que se les ha dado, en este caso, los 10 moles de agua y que deben

buscar un factor de conversión que les permita pasar de moles de agua a moles de oxígeno, para el caso la #

9.

b. ¿Cuántos moles de CO2 se producen a partir de 3 moles de C3H8?

Utilizando el factor #4 podrán resolver de la siguiente manera:

0 ml H ×

5 ml

4 ml H

= .5 ml nm

3 ml CH ×3 ml C

ml CH

= 9 ml C p

Utilizando los factores de conversión anteriores, resuelva junto con sus estudiantes los siguientes problemas

que representan la variedad de cálculos estequiométricos que pueden efectuarse.

Retomando la información que indica la ecuación de la figura 1 y recordando las igualdades y/o factores de

conversión que aprendió a obtener en la Lección 4, resuelva con ayuda de los estudiantes los problemas

planteados en la Lección.

. ml × ml CH

5 ml

×44.09 CH

ml CH

= 0.58 CH

3 CH × ml

44.09 CH

×4 ml H

ml CH

= 0.7 ml H

PROBLEMA 2. Cálculos gramo-mol

a. ¿Cuántos gramos de C3H8 reaccionan con 1.2 moles de O2? El P.M del C3H8 es 44g/mol

b. ¿Cuántos moles de H2O se obtienen a partir de 3 g de C3H8?

203



ESTEQUIOMETRÍA

Química

¿Producir mucho CO2 ayuda al efecto invernadero?

El dióxido de carbono (CO2) es un gas presente de manera natural en la atmósfera y que está relacionado con los

procesos vitales. Los seres vivos cuando respiramos, “quemamos” las materias orgánicas con el oxígeno

atmosférico y desprendemos CO2, pero las plantas verdes toman este gas y con ayuda de la luz lo transforman en

materia orgánica, que nos sirve de alimento a los seres heterótrofos. Ahora bien, el dióxido de carbono también se

produce cuando se queman materias carbonadas, como el carbón, la madera o los combustibles fósiles (gases

licuados del petróleo, gas natural, gasolina).

Si su emisión no se ve compensada adecuadamente por su fijación, aumentaría su concentración (cantidad) en la

atmósfera y contribuiría al calentamiento del planeta, ya que este no permite a la radiación infrarroja disiparse

provocando el “efecto invernadero” (calentamiento de la atmósfera), pues es el segundo gas atmosférico, tras el

vapor de agua, que contribuye a dicho fenómeno.

En la actualidad, se mide este y otros gases que contribuyen al efecto invernadero utilizando la estequiometría

para calcular la llamada “huella de carbono”, que es una manera de cuantificar la cantidad de emisiones de gases

invernadero, medidas en emisiones de CO2 equivalente, que son liberadas a la atmósfera debido a nuestras

actividades cotidianas (transporte, alimentación, etc.) o a la comercialización de un producto (consumir energía,

etc.)

7 C ×

ml C

44.0 C ×

5 ml

3 ml C ×

3.0

ml = 8.48

0 H × ml H

8.05 H ×

3 ml C

4 ml H ×

44.0 C

ml C

= 3.05 C

PROBLEMA 3. Cálculos gramo-gramo

a. ¿Cuántos gramos de O2 se requieren para obtener 7 g de CO2? El PM del O2 es 32 g/mol y el PM del CO2

es 44 g/mol

b. ¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen si ya se produjeron 10 g de H2O? El PM del H2O es 18.015 g/mol

204



ESTEQUIOMETRÍA

Química

1.

¿Qué diferencia hay entre añadir un subíndice 2 al final de la fórmula de CO para dar CO2 y anteponer un

coeficiente a la fórmula para dar 2CO? ¿A través de qué ley ponderal explica su razonamiento?

2.

Escribe y balancea las siguientes reacciones químicas según corresponda:

a.

El metal cobre reacciona con los gases oxígeno, dióxido de carbono y vapor de agua para formar el

carbonato de cobre básico, Cu2(OH)2CO3, compuesto de color verde que aparece frecuentemente en

las estatuas de bronce expuestas a la intemperie.

b.

NH3 (g) H2 (g) + N2 (g)

c.

Al calentar piedra caliza (CaCO3), esta se descompone en óxido de calcio y gas dióxido de carbono.

d.

P4 (s) O2 (g) P4O10 (s)

e.

Al(s) HCl(ac) AlCl3 (ac) H2 (g)

3.

Escribe la ecuación correspondiente a la siguiente reacción si, las bolas azules representan al elemento

nitrógeno; las rojas, al oxígeno y las blancas, al hidrógeno:

Luego:

a.

Balancea la ecuación.

b.

Escribe la información que puede obtener a partir del literal a (similar a la Figura 1).

c.

Escribe todas las relaciones estequiométricas posibles.

4.

El mineral de hierro Fe2O3 es impuro. Cuando se calienta con un exceso de carbono (coque), se obtiene el

metal hierro y el gas monóxido de carbono. A partir de esta información obtenga:

a.

La ecuación balanceada.

b.

Los moles de hierro producidos a partir de 5 moles de Fe2O3.

c.

Los gramos de Fe2O3 que reaccionan con 8 moles de coque.

d.

Los moles de coque necesarios para obtener 20 g de monóxido de carbono.

e.

Los gramos de Fe2O3 que reaccionaron para formar 100 g de hierro.


+ +

206



CREDITOS DE FOTOGRAFIA

Sitios web de imágenes

1.

Wikimediacommons.org, imágenes bajo licencia CC BY-SA 3.0 http://goo.gl/GXli0 2.

Corbisimages.com, imágenes bajo términos Royalty Free http://goo.gl/WhXgC

3.

Inmagine.com, imágenes bajo términos Royalty Free http://goo.gl/d3jEa

4.

Public-domain-image.com, imágenes de dominio publico bajo licencia CC0 1.0 http://goo.gl/BaLIH

5.

Openclipart.org, imágenes de dominio publico bajo licencia CC0 1.0 http://goo.gl/BaLIH

6.

Recursostic.educacion.es, imágenes bajo licencia CC BY-NC-SA 3.0 ES http://goo.gl/X4Ya8

7.

Sciencephotolibrary.com, imágenes bajo términos Royalty Free http://goo.gl/tYNKa



Viceministerio de Ciencia y Tecnología

Gerencia de Educación en Ciencia Tecnología e Innovación

Química III Ciclo

Documents

Transcript of Química III Ciclo