CIENCIAS NATURALES_09 by Arnoldo Romero

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 Vega Viceministra 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 Sánchez Autoras

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) 2510-4218, +(503) 2510-4218, +(503) 2510-4211, Correo electrónico: gecti@mined.gob.sv

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 el Nivel 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 fundamento 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 en Matemática 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 Viceministro de Educación

Dra. Erlinda Hándal Vega Viceministra de Ciencia y Tecnología

ÍNDICE

Parte I Introducción……………………………………………………………………………………………………………………………………. ¿Por qué estudiar Química?……………………………………………………………………………………………………………. ¿Cómo usar el material?....................................................................................................................... Integración de contenidos de Química con otras Ciencias………………………………………………………………

i ii iii vi

Parte II Estructura atómica………………………………………………………………………………………………………………………….. Configuración electrónica……………………………………………………………………………………………………………….. Enlace químico……………………………………………………………………………………………………………………………….. Cuantificando átomos y moléculas………………………………………………………………………………………………… Tabla Periódica……………………………………………………………………………………………………………………………….. Sustancias puras…………………………………………………………………………………………………………………………….. Mezclas…………………………………………………………………………………………………………………………………………… Soluciones………………………………………………………………………………………………………………………………………. Compuestos inorgánicos………………………………………………………………………………………………………………… Compuestos orgánicos…………………………………………………………………………………………………………………... Ecuaciones químicas………………………………………………………………………………………………………………………. Reacciones químicas………………………………………………………………………………………………………………………. Reacciones termoquímicas…………………………………………………………………………………………………………….. Cinética química……………………………………………………………………………………………………………………………… Estequiometría………………………………………………………………………………………………………………………………..

1 16 27 42 53 68 78 96 109 122 145 156 175 186 201

Parte I ÂżPor quĂŠ Innovar en Ciencias Naturales?

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.

MINED (2009), Transformación de la Educación. Programa Social Educativo 2009 - 2014 Vamos a la Escuela. Documento MINED formato PDF 2 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.

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. ii. iii. iv.

Focalización: Es la exploración y exposición de ideas respecto a la temática, problema o pregunta a investigar, a través de una lluvia de ideas. 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. Reflexión: En esta etapa se discuten los resultados obtenidos, comparando las predicciones con los resultados registrados en su cuaderno. 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. ii

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 al3, 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:

Número y Título de la lección Ilustración Imagen representativa del tema de la lección.

Contenidos

Indicadores de logro Refleja los propósitos, metas y aspiraciones a alcanzar por el estudiante.

¿Por qué es importante? Explica la importancia del porqué se desarrolla la temática

Palabras claves Es una selección de palabras centrales del contenido de la lección.

Descripción Explica los puntos relevantes que tratará la lección.

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

iii

Título de la lección /Ciencia . Sabías que… Espacio destacado para datos interesantes y curiosos con el enfoque: Ciencia, Tecnología, Sociedad y Ambiente (CTSA) Ilustración Imagen representativa de los contenidos en estudio.

Subtítulo

Ejercicios y problemas Presenta la resolución de ejercicios y problemas paso a paso.

Aspectos históricos Área designada para tratar el origen y/o el descubrimiento de fenómenos químicos, unidades, teorías, etc.

Actividades Son prácticas experimentales planteadas para concretar la teoría. Incluye: el objetivo de la actividad, preguntas para detectar presaberes, listado de materiales, procedimiento y preguntas de análisis. Si es indispensable, se incluye una explicación del fenómeno.

Actividad integradora Es una actividad que le permite poner en práctica los nuevos aprendizajes de manera integrada con otras ciencias (Astronomía, Matemática, Biología, Física, Geología, Arte y Seguridad Industrial) de tal manera se enlacen en una misma actividad un conjunto de conocimientos.

Resumen Consta de dos partes: mapa conceptual y glosario.

Mapa conceptual Es una representación gráfica de los conceptos estudiados en la lección.

Glosario

Referencias

Actividad evaluadora Área designada para medir y valorar los aprendizajes que ha alcanzado el estudiantado, que le permita a cada docente tomar decisiones sobre cómo hará la retroalimentación. Entre las actividades de evaluación que se plantean son: preguntas de selección múltiple y única, de desarrollo, apareamiento, complemento, etc.

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.

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

REQUISITOS MATEMÁTICOS

CORRESPONDE A

1. Estructura atómica 1.1 Átomo y su estructura. Modelos

atómicos 1.2 Número atómico y número másico 1.3 Isótopos 2. Configuración electrónica 2.1 Números cuánticos 2.2 Configuración electrónica 2.3 Electrones de valencia 2.4 Iones y número de oxidación

Despeje de ecuaciones de primer grado

Unidad 4, Séptimo grado

4. Cuantificando átomos y moléculas 4.1 Peso atómico 4.2 El mol 4.3 Fórmulas químicas 4.4 Peso fórmula, peso molecular y

Física Lección 1: Magnitudes Lección 5: Termodinámica I Lección 10: Óptica Lección 11: Electricidad Biología Lección 12: Comunidades biológicas Lección 13: Dinámica de los ecosistemas

Números enteros Física Lección 10: Óptica Lección 11: Electricidad Lección 12: Magnetismo Biología Lección 1: Estudiando la vida: La célula Lección 2: El origen de la vida Lección 7:Introducción a lagenética Lección 14: Introducción a la hidrología e hidrografía Lección 15: Ambiente y sociedad

3. Enlace químico 3.1 Enlace químico 3.2 Estructura de Lewis 3.3 Tipos de enlace químico 3.4 Propiedades de las sustancias en

función del tipo de enlace químico

INTEGRACIÓN CON OTRAS CIENCIAS

Unidad 4, Séptimo grado

Física Lección 9: Ondas mecánicas Lección 11: Electricidad Física Lección 1: Magnitudes Unidad 5, Octavo grado

Razones y proporciones

moles 5. Tabla periódica 5.1 Desarrollo histórico de la tabla 5.2 5.3

periódica Organización de la tabla periódica Propiedades periódicas

Unidad 4, Séptimo grado

Geometría (esferas)

6. Sustancias puras 6.1 Sustancias simples 6.2 Sustancias compuestas 6.3 Tipos de fórmulas químicas 6.4 Compuestos: orgánicos e

inorgánicos

Física Lección 1: Magnitudes Lección 12: Magnetismo Lección 13: Geofísica I Lección 15: Astronomía Biología Lección 1: Estudiando la vida: La célula Lección 2: El origen de la vida Lección 4: Metabolismo celular Lección 5: Principios de anatomía y fisiología vegetal Lección 6: Principios de anatomía y fisiología animal Lección 13: Dinámica de los ecosistemas Lección 15: Ambiente y sociedad

Unidad 5, Séptimo grado

Física Lección 14: Geofísica II Lección 15: Astronomía Biología Lección 1: Estudiando la vida: La célula Lección 2: El origen de la vida Lección 8: Desarrollo de los seres vivos Lección 12: Comunidades biológicas Lección 15: Ambiente y sociedad

7. Mezclas 7.1 Mezclas 7.2 Métodos físicos de separación

Unidad 5, Séptimo grado

8. Soluciones 8.1 Componentes de una solución 8.2 Proceso de disolución 8.3 Tipos de soluciones 8.4 Solubilidad y factores que la

afectan Unidad 5, Séptimo grado

Razones y proporciones

9. Compuestos inorgánicos 9.1 Propiedades de compuestos 9.2

9.3

inorgánicos Clasificación de acuerdo a cantidad de elementos que contienen Nomenclatura de compuestos binarios

Unidad 6, Octavo grado

Geometría

10. Compuestos orgánicos 10.1 Hibridación del átomo de

carbono 10.2 Características generales de los

compuestos orgánicos 10.3 Estereoquímica 10.4 Hidrocarburos 10.5 Grupos funcionales 10.6 Biomoléculas

11. Ecuaciones químicas 11.1 Cambio químico

Unidad 7, Noveno grado

Geometría Ángulos

Física Lección 5: Termodinámica I Lección 6: Termodinámica II Lección 12: Magnetismo Biología Lección 4: Metabolismo celular Lección 5: Principios de anatomía y fisiología vegetal Lección 6: Principios de anatomía y fisiología animal Lección 8: Desarrollo de los seres vivos Lección 12: Comunidades biológicas Lección 15: Ambiente y sociedad Física Lección 14: Geofísica II Lección 15: Astronomía Biología Lección 4: Metabolismo celular Lección 5: Principios de anatomía y fisiología vegetal Lección 13: Dinámica de los ecosistemas Lección 15: Ambiente y sociedad Física Lección 2: Cinemática Lección 5: Termodinámica I Lección 6: Termodinámica II Lección 8: Fluidos hidrostática Lección 11: Electricidad Biología Lección 1: Estudiando la vida: La célula Lección 2: El origen de la vida Lección 4: Metabolismo celular Lección 7:Introducción a la genética Lección 10: Los recursos naturales Lección 13: Dinámica de los ecosistemas Lección 15: Ambiente y sociedad Física Lección 1: Magnitudes Lección 2: Cinemática Lección 3: Dinámica Biología Lección 5: Principios de anatomía y

Unidad 5, Octavo grado

vii

11.2 Evidencias de ocurrencia de

fisiología vegetal Lección 6: Principios de anatomía y fisiología animal Lección 15: Ambiente y sociedad

una reacción química 11.3 Ecuación química

Física Lección 5: Termodinámica I Lección 6: Termodinámica II Lección 15: Astronomía Biología Lección 4: Metabolismo celular Lección 5: Principios de anatomía y fisiología vegetal Lección 6: Principios de anatomía y fisiología animal Lección 8: Desarrollo de los seres vivos Lección 12: Comunidades biológicas Lección 13: Dinámica de los ecosistemas Lección 15: Ambiente y sociedad

12. Reacciones químicas 12.1 Nomenclatura de compuestos

químicos inorgánicos ternarios 12.2 Escala de pH 12.3 Tipos de reacciones 12.4 Clasificación de reacciones

químicas de acuerdo al producto formado Unidad 6, Noveno grado

13. Reacciones termoquímicas 13.1 Termoquímica 13.2 Principio de conservación de la

energía 13.3 Calor de reacción 13.4 Entalpía 13.5 Ecuaciones termoquímicas

Ecuaciones de primer grado

Unidad 6, Noveno grado

Razones de cambio

14. Cinética química 14.1 Velocidad de reacción química 14.2 Factores que afectan la

velocidad de reacción 14.3 Ecuaciones de velocidad 14.4 Mecanismos de reacción 15. Estequiometria 15.1 Concepto de estequiometria 15.2 Leyes ponderales 15.3 Ecuaciones químicas 15.4 Cálculos estequiométricos

Unidad 5, Octavo grado

Funciones Razones de cambio

Unidad 6, Noveno grado

Razones, proporciones y semejanzas

viii

Física Lección 4: Trabajo y energía Lección 5: Termodinámica I Lección 6: Termodinámica II Lección 11: Electricidad Lección 15: Astronomía Biología Lección 1: Estudiando la vida: La célula Lección 2: El origen de la vida Lección 5: Principios de anatomía y fisiología vegetal Lección 6: Principios de anatomía y fisiología animal Lección 13: Dinámica de los ecosistemas Física Lección 5: Termodinámica I Lección 6: Termodinámica II Lección 7: Estática de fluidos Lección 8: Dinámica de fluidos Física Lección 2: Cinemática Lección 3: Dinámica Lección 4: Trabajo y energía Lección 7: Estática de fluidos Lección 8: Dinámica de fluidos Física Lección 1: Magnitudes Lección 5: Termodinámica I Lección 6: Termodinámica II

Parte II Contenidos del Curriculum trabajados con enfoque CTI

Lección 1. ESTRUCTURA

ATÓMICA

CONTENIDOS 1. 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 subatómicas en la estructura del átomo. 5. Construye la estructura de modelos atómicos. 6. Diferencia entre el número másico y el número atómico.

PALABRAS CLAVE Átomo, protón, neutrón, isótopo, número de masa, número atómico, teoría atómica, modelo atómico, núcleo, electrón.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? El universo está constituido por una infinidad de cuerpos materiales. Desde estrellas gigantes hasta partículas pequeñas que solo son visibles al microscopio, pasando por estructuras simples como el agua, hasta complejas como un árbol. Toda esta gran variedad de cuerpos materiales tienen algo en común: están constituidos por átomos.

DESCRIPCIÓN Esta lección estudia las teorías atómicas y los modelos atómicos, la estructura interna del átomo; así como los términos asociados a ella (número atómico, número másico e isótopos).

ESTRUCTURA ATÓMICA Química Existe 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. ACTIVIDAD 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 (cantidad necesaria). Procedimiento 1. Enrollar un pedazo de papel y colocarlo en el fondo del vaso. El pedazo de papel debe de 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?

1. MODELOS ATÓMICOS

La materia se puede dividir en pedazos más y más pequeños, pero ¿qué sucede con estas partes de la materia al llegar a ser demasiado pequeñas que no podemos verlas o percibirlas? En la actualidad, se sabe que si se divide una muestra en pedazos cada vez más pequeños, finalmente se tiene una unidad básica que no puede seguir siendo dividida sin que sea cambiada la naturaleza de esa materia.

Esta teoría se basaba en razonamientos lógicos. Si una piedra se dividía en dos partes, consideraban que cada parte mantenía 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.

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 proviene de la palabra griega ἄτομον que significa sin partes; derivado de “a” no y “tomo” divisible: no divisible.

John Dalton pensaba que la materia consistía en átomos que eran muy pequeños como para verlos a simple vista y que la materia se constituía por un único tipo de átomo; por ejemplo, los átomos de oro (Au) formaban una pepita de oro y le daban su aspecto brillante; de igual manera los átomos de hierro (Fe) creaban una barra de hierro dándole propiedades únicas (Fig. 2).

ESTRUCTURA ATÓMICA Química 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 se intercambian de una a otra sustancia en una reacción química; pero ningún átomo de un elemento desaparece ni se transforma en un átomo de otro elemento.

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.

Figura 1. John Dalton (1766-1844) en 1808 escribió un libro llamado Nuevo Sistema de filosofía química, que presentaba las masas atómicas de varios elementos químicos en relación a la masa del hidrógeno. A pesar de que las masas no eran en su totalidad precisas, forman la base de la actual clasificación periódica de los elementos químicos. El cloruro de hidrógeno (HCl) está compuesto de cloro (Cl) e hidrógeno (H). La relación que presenta es un átomo de Cl por un átomo de H.

Figura 3. Los compuestos se forman al combinarse los átomos de dos o más elementos en proporciones fijas y sencillas. Átomos de oro (Au)

La imagen del átomo dada por Dalton en su teoría atómica, lo describe como minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí para cada elemento químico (Fig. 4). Átomos de hierro (Fe) 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

Figura 4. La teoría de John Dalton manifiesta que el átomo es la partícula más pequeña de un elemento que conserva sus propiedades.

La teoría de Dalton estaba bastante aproximada a la realidad, pero tuvo que modificarse a medida se efectuaban nuevos descubrimientos. Actualmente, se conoce que los átomos están constituidos por partículas más pequeñas y que los átomos de un mismo elemento son casi, pero no exactamente, iguales. 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).

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 estar cargados los electrodos, unos rayos viajan en el tubo desde el electrodo negativo, llamado cátodo, hacia el electrodo positivo, que se llama ánodo. Debido a que el origen de estos rayos es el cátodo, se denominan rayos catódicos (Fig. 6). Thomson descubrió que los rayos se desviaban hacia una placa con carga positiva y se alejaban de una placa con carga negativa. Ya se sabía que los objetos que tienen cargas iguales se repelen entre sí, mientras que los objetos con cargas contrarias se atraen.

Figura 5. Debido a que la mayor parte de la materia es neutra, Thomson imaginó que el átomo era como una bola cargada positivamente y con electrones incrustados.

Thomson estableció la hipótesis de que los átomos se conformaban por una esfera de carga eléctrica positiva distribuida de manera uniforme y en su interior se hallaban partículas con carga negativa (los electrones), que eran en número igual al de las cargas positivas para que el átomo fuera neutro.

De esta forma, concluyó que los rayos catódicos se hallaban constituidos por partículas invisibles con carga negativa, a las que denominó electrones.

Cátodo

Rendija

Ánodo

Hacia la bomba de vacío Generador de voltaje

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; debido a que tienen la propiedad de atravesar por pequeños agujeros en el cátodo.

ESTRUCTURA ATÓMICA Química La mayoría de las partículas atravesaron la lámina como si no hubiese estado allí, mientras que otras cambiaron de dirección e inclusive 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).

¿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 hacia adelante iluminando los dibujos en una pantalla que está cubierta con productos químicos.

Él postuló que estos rayos estaban conformados por partículas con carga positiva, que posteriormente se les llamó 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.

Figura 8. Ernest Rutherford (1871 -1937), se dedicó al estudio de las partículas radiactivas a las cuales clasificó: alfa, beta y gamma. Descubrió que la radiactividad se enlazaba por una desintegración de los elementos, lo que le valió en 1908, el Premio Nobel de Química.

Modelo atómico de Ernest Rutherford El físico neozelandés 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 muy pequeñas de alta energía con carga positiva) provenientes de un elemento radiactivo sobre una delgada lámina de oro.

De acuerdo con esta experiencia, se estableció el llamado modelo atómico de Rutherford o modelo atómico nuclear. Rutherford concluyó que como muchas partículas alfa habían logrado atravesar la lámina, los átomos debían consistir principalmente en un espacio vacío. Por otro lado, ya que varias partículas alfa rebotaron, los átomos de oro (Au) debían contener un objeto cargado positivamente concentrado en medio de este espacio.

Figura 7. Esquema representativo del experimento de Ernest Rutherford.

ESTRUCTURA ATÓMICA Química mp = 1.67252 x 10-24 g (carga = 1.6022 x 10-19 C) mn = 1.67482 x 10-24 g (carga = 0 C)

Rutherford denominó núcleo a la parte central del átomo (Fig. 8) y concluyó lo siguiente:

La masa del electrón (me) y su carga se calculó por medio de los trabajos del físico estadounidense R. Andrews Millikan (1868 -1953):

 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.

me = 9.10939 x 10-28 g (carga = -1.6022 x 10-19 C)

Líneas espectrales atómicas y Modelo atómico de Bohr Cuando la luz solar o una luz blanca pasa a través de un prisma, la luz se separa en una banda que muestra los colores del arco iris, designada como espectro continuo (Fig. 9A). a

Núcleo b Órbita del electrón

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.

Figura 8. Modelo atómico de Rutherford.

El físico inglés Sir James Chadwick, estudiante de E. 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.

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 diferentes líneas brillantes llamadas líneas espectrales (Fig. 9B), cada línea corresponde a una longitud de onda diferente, o color, de la luz.

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

A esta serie de líneas se les conoce como espectro de emisión. Estas líneas poseen un número finito para cada elemento, pues sus longitudes de onda son características del elemento que emite la luz (Fig. 10).

ESTRUCTURA ATÓMICA Química

Figura 10. Espectros de emisión de diferentes elementos. Estos pueden ser utilizados 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 Bohr En 1913 el físico danés Niels Henrik Bohr modificó el modelo de Rutherford y propuso un modelo planetario para el átomo de hidrógeno, el cual permitía explicar el espectro atómico. El modelo sólo “permite” cierta cantidad de órbitas. Esto es, que la energía de los electrones en los átomos está cuantizada (Fig. 11).

estado fundamental. A temperatura ambiente, la mayoría de los electrones se hallan en estado basal.  Los electrones en niveles de energía bajos, pueden absorber energía y ser promovidos o saltar hacia niveles de energía más altos, fenómeno llamado 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 la emisión de fotón por el cual viaja la luz), que es la responsable de las líneas brillantes en los espectros de emisión. Cada salto entre los distintos niveles de energía pertenece a varias de las líneas espectrales observadas (Fig. 12).

Figura 11. En el modelo atómico de N. 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 tiene dos electrones. Los niveles de energía más altos se hallan más lejos del núcleo y pueden poseer mayor número de electrones. Los postulados de Bohr afirman lo siguiente: Figura 12. Los saltos de electrones entre las órbitas permiten observar líneas brillantes de diferentes colores a diferentes 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.

 El electrón sólo se mueve en niveles de energía definidos llamados órbitas, en los que no emite energía. El nivel de energía más bajo es el más próximo al núcleo y se conoce como estado basal o 7

ESTRUCTURA ATÓMICA Química 2. LA TEORÍA CUÁNTICA DE LA ESTRUCTURA DEL

Dado que los electrones son demasiado pequeños y se mueven rápido, su movimiento es imperceptible a nuestros sentidos; por ello, son detectados por la radiación electromagnética. Sin embargo, no es posible medir su momentum a la vez, ya que este proceso de medida entorpecería la medición de su posición.

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 onda y partícula, el electrón también posee la propiedad de movimiento como onda y de interacción como partícula, este es el Principio de dualidad ondapartícula 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:

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 nueva ecuación matemática para describir el comportamiento ondulatorio de los electrones. Como resultado de esta 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.

Donde: h es la constante de Planck, m es la masa de la partícula en kilogramos y v es la velocidad (m/s). Para todo objeto macroscópico, el cálculo de su longitud de onda es muy pequeño y no puede ser observable. Para un electrón sin embargo, la longitud de onda es significante y mesurable.

El cuadrado de las funciones de onda (ψ2), es igual a la probabilidad de encontrar 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.

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 la posición y el momentum (mv) de un electrón de manera simultánea.

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 observar que a

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

ESTRUCTURA ATÓMICA Química medida la distancia al núcleo disminuye, el valor de ψ2 aumenta. Esto sugiere que el electrón con menor nivel energético del átomo de hidrógeno se puede encontrar, lo más probable, más cerca del núcleo.

22.990

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 halla más cerca del núcleo. Esta es la región de mayor densidad electrónica; es decir, la región de mayor probabilidad para encontrar un electrón.

Número másico

Número atómico

Figura 15. Identificación del número atómico y másico en una casilla de la tabla periódica.

El número atómico (Z) es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones, de tal forma, que también el número atómico indica el número de electrones presente 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. Cada átomo en el Universo que tenga 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.

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 hallan los protones y los neutrones; así como alrededor de este, están los electrones.

El número de masa o número másico (A) indica el número total de protones y neutrones existentes en el núcleo de un átomo de un elemento. En el caso del hidrógeno (H), su forma más común tiene un protón y ningún neutrón.

Si observamos la Tabla Periódica, notaremos que los elementos químicos se encuentran 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 es el número atómico (Fig. 15).

4. ISÓTOPOS

Como se ha indicado, un átomo neutro de un elemento dado siempre tiene el mismo número de protones y de electrones (número atómico, Z); pero, se ha identificado que para la mayoría de ellos existen dos o más tipos de átomos. La diferencia que 9

ESTRUCTURA ATĂ&#x201C;MICA QuĂmica hay entre estas clases de ĂĄtomos del mismo elemento, es que poseen distintas cantidades de neutrones. A estos ĂĄtomos se les llaman isĂłtopos.

El primer isĂłtopo se utiliza en reactores nucleares y bombas atĂłmicas; en cambio, el segundo carece de las propiedades idĂłneas para tales aplicaciones. A excepciĂłn del hidrĂłgeno, que posee un nombre diferente para cada uno de sus isĂłtopos (Fig. 16), los isĂłtopos de los demĂĄs elementos se identifican por su nĂşmero mĂĄsico. Los isĂłtopos mencionados se nombran asĂ: uranio -235 y uranio -238; es decir que se escribe el nombre o sĂmbolo del elemento quĂmico seguido del nĂşmero mĂĄsico separado por un guion.

Los isĂłtopos son ĂĄtomos de un mismo elemento con igual nĂşmero atĂłmico y diferente nĂşmero de masa debido al nĂşmero de neutrones diferente. Por ejemplo, considere dos isĂłtopos comunes del uranio (U) con nĂşmeros mĂĄsicos 235 y 238:

H -1

H -2

1 1đ??ť

H -3

1đ??ť

Figura 16. Los isĂłtopos del hidrĂłgeno son los Ăşnicos que tienen un nombre especĂfico: A. Protio, tiene un solo protĂłn en su nĂşcleo, sin ningĂşn neutrĂłn; B. Deuterio, tiene un protĂłn y un neutrĂłn; C. Tritio, tiene un protĂłn y dos neutrones en su nĂşcleo.

Aplicaciones de los isĂłtopos Se conocen dos tipos de isĂłtopos: los estables o no radiactivos e inestables o radiactivos. ď&#x201A;ˇ Estable o no radiactivo: Este tipo de isĂłtopo no emite radiaciones por no poseer tantos protones en el nĂşcleo. ď&#x201A;ˇ Inestable o radiactivo: Pueden ser naturales o artificiales y se basa en el principio, que entre mayor nĂşmero de partĂculas posea un ĂĄtomo en el nĂşcleo, serĂĄ mĂĄs inestable y por ello, liberarĂĄ parte de sus partĂculas, a las que se denominan radiaciones. Los isĂłtopos tienen un amplio campo de aplicaciĂłn en la medicina y en la industria. El primer uso que se les dio a los isĂłtopos radiactivos fue para fines bĂŠlicos en la fabricaciĂłn de las bombas (atĂłmica, de neutrones, etc.); no obstante, ello motivĂł a la investigaciĂłn posterior, hallĂĄndose un gran campo de aplicaciĂłn con fines altruistas.

Seguidamente, se listan algunos ejemplos del uso de los isĂłtopos: ď&#x201A;ˇ Co -60: Este es un emisor de rayos gamma (Îł); los rayos se usan para destruir cĂŠlulas cancerĂgenas. El haz de rayos gamma se dirigen hacia el centro del tumor para que no daĂąe los tejidos sanos. ď&#x201A;ˇ I -131: El paciente ingiere el yodo para tratar el cĂĄncer de tiroides. La glĂĄndula tiroidea absorbe el yodo; posee el inconveniente que emite demasiada radiaciĂłn beta y gamma. ď&#x201A;ˇ Tc -99: Es un emisor de rayos gamma; el isĂłtopo se inyecta en el paciente y se concentra en los huesos, siendo usado para el radiodiagnĂłstico de huesos. ď&#x201A;ˇ I -123: Este isĂłtopo es un intenso generador de rayos gamma (Îł), pero no emite partĂculas beta (Î˛) daĂąinas; es eficaz para poder obtener imĂĄgenes de la glĂĄndula tiroidea. ď&#x201A;ˇ Na-24: Se usa para seguir el recorrido sanguĂneo y poder detectar las obstrucciones en el sistema circulatorio.

ESTRUCTURA ATÓMICA Química

¿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 la Beagle 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.

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?

ESTRUCTURA ATÓMICA Química RESUMEN

Átomo: Es la parte más pequeña de un elemento químico con identidad química propia. Los átomos están formados por un pequeño núcleo denso de protones y neutrones, y rodeado por electrones en movimiento.

Número atómico, Z: Es el número de protones en un núcleo atómico. El número atómico es igual al número de electrones que orbitan alrededor del núcleo en un átomo neutro.

Isótopo: Átomos de un mismo elemento químico que tienen el mismo número de protones en su núcleo, pero difieren en el número de neutrones.

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 de http://www.astroseti.org/articulo/954/entrevista_con_cientifico_del_beagle_2 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. Glencoe /McGraw Hill. EstadosUnidos. 3. Brush S., Holton G. (1988) John Dalton. Introducción a los Conceptos y Teorías de las Ciencias Físicas. Consultado en junio 2011 de http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0280-01/Daltonholton.html 4. Chang, R., College, W. (2003) Química. Séptima Edición. McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V. Colombia. 5. Enciclopedia Virtual Paraguaya (s/f) Unidad VII. Organización de los seres vivos. Ciencias de la Naturaleza. Consultado en junio 2011 de http://www.evp.edu.py/index.php?title=Ciencias7moUnidad7

ESTRUCTURA ATÓMICA Química 6. ITE. Instituto de Tecnologías Educativas (s/f) Historia: modelos atómicos. Consultado en junio 2011 de

7. 8. 9. 10. 11.

http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/model os.htm Phillips, J., Strozak, V., Williams, C. (2004) Química. Conceptos y Aplicaciones. McGraw Hill Interameri-cana Editores, S.A. de C.V. Colombia. Ramírez, V. (2002) Química 1 para Bachillerato General. Cuarta Reimpresión. Publicaciones Cultural S.A de C.V. México. SAEM Thales (s/f) Isótopos usados en medicina. Sociedad Andaluza de Educación Matemática Thales. Consultado en junio 2011 de http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0504-01/isotopos.html University of Virginia (2003) Cloud Model of the Atom II. A PhysicalSciencieActivity. Consultado en junio 2011 de http://galileo.phys.virginia.edu/education/outreach/8thgradesol/CloudModel2.htm University of Virginia (2003) Indirect Measurement. A PhysicalScienseActivity Consultado en junio 2011 de http://galileo.phys.virginia.edu/education/outreach/8thgradesol/IndirectMeasure1.htm

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:

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) . (1)

El (7) representa la suma de protones y (8) del núcleo. Átomos de un mismo 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) . Protones Número másico

Electrones Protones

Protones Diferentes

Neutrones Elementos

Número atómico Neutrones

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

Bohr y Joseph Thomson:

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

a. Los átomos se conforman por una esfera de carga eléctrica positiva distribuida de manera uniforme y en su interior se encuentran partículas con carga negativa; el cual, eran en número igual a las cargas positivas, de tal manera que el átomo fuera neutro. b. Los saltos de electrones desde niveles de mayor energía hacia otros de menor energía o viceversa, suponen una emisión o absorción de energía electromagnética. c. Al reaccionar dos elementos para crear un compuesto, lo hacen siempre en la misma proporción de masas. d. Al bombardear los átomos de una lámina delgada con partículas cargadas positivamente, algunas rebotan en un pequeño 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

235

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

Átomo B

Átomo C

13 protones 14 neutrones

13 protones 13 neutrones

14 protones 15 neutrones

Átomo D 14 protones 14 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.

Lección 2.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

CONTENIDOS 1. Números cuánticos. 2. Configuración electrónica. 3. Electrones de valencia. 4. Iones y número de oxidación.

INDICADORES DE LOGRO 1. Describe los cuatro números cuánticos y los utiliza para caracterizar los orbitales atómicos. 2. Escribe correctamente la configuración electrónica de los primeros 20 elementos de la Tabla periódica. 3. Identifica los electrones de valencia en la configuración electrónica de los primeros 20 elementos de la Tabla periódica. 4. Representa la formación de diferentes iones.

PALABRAS CLAVE Nivel de energía, subcapas, orbitales, configuración electrónica, espín, electrones de valencia, iones.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? Podemos observar la diversidad de objetos que nos rodean gracias a la interacción de la luz con los electrones de las capas externas de los átomos que conforman las moléculas. Podemos comprender este fenómeno por la forma en que los electrones se acomodan en los átomos: únicamente en ciertos niveles en torno al núcleo. El movimiento de un electrón de un nivel a otro superior, requiere la absorción de energía.

DESCRIPCIÓN En esta lección se describen los números cuánticos que explican cómo se acomodan los electrones en los átomos en términos de orbitales. La configuración electrónica de un átomo tiene que ver con su ubicación en la Tabla Periódica.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química 1. NÚMEROS CUÁNTICOS lrededor del núcleo de un átomo, 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 regiones de espacio con alta probabilidad de encontrar un electrón y pueden ser caracterizados y descritos mediante los denominados números cuánticos, los cuales son:

En la segunda 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). Distingue el orbital específico dentro de una subcapa y describe la orientación espacial del orbital. Toma valores desde –l,..., 0,..., +l. El valor máximo de m

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. Adquiere valores enteros positivos de 1, 2, 3, etc. La energía de los niveles aumenta: 1 < 2 < 3 < 4 < 5…< n.

depende del valor de l (2l + 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 (3 orbitales atómicos) asociados a la subcapa p (Fig. 3).

2. Número cuántico azimutal o secundario (l). 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 encontrarse diferentes subcapas, cada una con una forma característica (Figs. 1 y 2).

Figura 3. Orientación en el espacio de orbitales p, de acuerdo con los tres valores permitidos por el número cuántico magnético (-1, 0,+1) correspondiente a los ejes cartesianos x, y y z, respectivamente.

Este número cuántico puede tomar valores enteros desde cero hasta (n-1) para cada valor de n. Generalmente, se denota cada valor de l

4. Número cuántico espín (s). Indica la rotación del electrón alrededor de su propio eje (Fig. 4). Toma

utilizando una letra que corresponde a una subcapa diferente: Valor de l

Letra

sólo dos valores:

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

) 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).

cero, indicando la presencia de una subcapa s.

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. 17

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química ¿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 empleando rayos X. En los años ochenta, una nueva técnica llamada imágenes por resonancia magnética nuclear (MRI, por sus siglas en inglés) pasó a la vanguardia 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 métodos espectroscópicos más importantes que se emplean en química, y se basa en la observación de que, al igual que los electrones, los núcleos 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, pero cuando los núcleos se colocan en un campo magnético externo se pueden alinear ya sea paralelos u opuestos (antiparalelos) al campo, dependiendo de su espín. La alineación paralela tiene más baja energía que la antiparalela, 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 espectro RMN.

Los primeros tres números cuánticos describen a los orbitales en particular; cada orbital puede contener un máximo de 2 electrones, uno con espín otro con espín

Orbitales atómicos Tomando los números cuánticos como pautas y recordando que los orbitales se definen como funciones de onda (Lección 1), estudiaremos los orbitales de las subcapas s y p.

y el

En general, los números

cuánticos indican la posición de los electrones dentro del átomo, por tanto, cada electrón posee un conjunto de cuatro números cuánticos que lo distinguen. La Tabla 1 muestra los cuatro números cuánticos para los primeros 4 niveles de energía.

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 diferentes 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; 2p es un orbital p del nivel 2 y así sucesivamente (Tabla 1).

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

Posibles valores para l

Designación de subcapa

0 (1 orbital)

0 1

2s 2p

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

0 1

3s 3p

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

-2, -1, 0, +1, +2

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 a medida 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. De hecho, todos los orbitales s tienen simetría esférica y lo único que cambia es su tamaño; es decir, que al aumentar n aumenta la distancia del electrón al núcleo. En la figura 5 se puede visualizar el cambio de nivel energético para

(5 orbitales) 4

0 (1 orbital)

1 2

4p 4d

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

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

(5 orbitales)

ψ2

r2 ψ2

ψ2

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química

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

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.

r2 ψ2

Orbitales p En el segundo nivel, l tiene los valores de 0 y 1;

Figura 6. Densidad electrónica y probabilidad de encontrar un electrón, en función de la distancia al 2 núcleo ( ) para un orbital p.

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 px, py y pz, junto al nivel energético en el que se ubican (2p, 3p, 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.

Estableciendo 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.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química 2. CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Una vez caracterizados los orbitales, podemos describir la disposición de los electrones dentro de ellos para los primeros 20 elementos de la Tabla Periódica, utilizando las configuraciones electrónicas, las cuales son la forma en que se distribuyen los electrones entre los orbitales de los diferentes niveles y subniveles de energía. 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 en el que los electrones ocupan los orbitales en los diferentes niveles energéticos, primero el 1s, luego el 2s, 2p y así sucesivamente. 2. Principio de exclusión de Pauli: dos electrones de un átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales. Como se vio anteriormente, los primeros tres números cuánticos (n, l y m),

Figura 7. Diagrama de orden de llenado de los orbitales. Se comienza llenando desde abajo (1s, menor energía) hacia arriba (mayor energía).

determinan un orbital específico. Dos electrones pueden tener los primeros tres números cuánticos iguales; pero si es así, el espín debe ser diferente.

energía, la subcapa y el número de electrones así: 1s1 el coeficiente 1 indica el nivel de energía (n), la letra minúscula denota la subcapa y 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 que se descompone en orbitales individuales, representados por cajas. Esta representación puede elaborarse con la dirección de energía creciente vertical (Fig. 8a) o de izquierda a derecha (Fig. 8b).

3. Regla de Hund: cuando hay orbitales de igual energía, los electrones ocupan inicialmente estos orbitales de forma individual. Este fenómeno puede explicarse debido a que los electrones tienen la misma carga eléctrica e intentan estar separados entre sí como sea posible. Esto se consigue situándose en orbitales vacíos de energía similar en lugar de emparejarse con otros electrones en orbitales semi llenos. Representación de las configuraciones electrónicas Para representar las configuraciones se puede realizar de dos formas diferentes:

Los electrones se indican mediante flechas. Una apuntando hacia arriba corresponde a un tipo de

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

otro tipo (

espín (

) y una flecha apuntando hacia abajo al ).

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química Los electrones que se encuentran 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 2p se indica escribiendo [↑ ][↑ ][↑ ] en lugar de [↑ ][↓ ][↑ ], siguiendo la regla de Hund.

Figura 9. Principio de Aufbau para los elementos Z=3 hasta Z=10. ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 1 hora) CONSTRUCCIÓN PROGRESIVA Materiales por grupo Caja de fósforos, diagrama con orden de llenado, plantilla de diagrama de orbitales, lápiz, Tabla periódica y libreta de apuntes. Procedimiento Proporcione a sus estudiantes, antes de realizar la actividad, el diagrama con el orden de llenado de los orbitales y la plantilla con el diagrama de orbitales. Este último puede ser impreso en una página de papel bond tamaño oficio de manera que los orbitales sean grandes. Otra alternativa es que el estudiantado elabore el diagrama en una cartulina. Luego, indíqueles que:

b a Figura 8. Diagramas de orbitales con dirección creciente de energía: a. vertical y b. horizontal.

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 abajo simulando 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.

Principio de Aufbau o de construcción Aufbau es una palabra alemana que significa “construcción progresiva”; en química, es un método utilizado para realizar las configuraciones electrónicas de los elementos por orden de su número atómico creciente. Al pasar de un elemento neutro al siguiente, se añade un electrón y después se describe el orbital donde va el electrón añadido.

Pregunte a sus estudiantes ¿Qué átomos poseen electrones en el menor nivel de energía? ¿A partir de qué átomo y qué nivel energético empiezan a llenarse los orbitales p? ¿En cuáles átomos evidencia más la regla de Hund?

Sus estudiantes al terminar la actividad 1, deberán tener en sus libretas de apuntes un esquema parecido al de la figura 9.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 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 llaman electrones de valencia y son los que intervienen al formar un enlace de cualquier tipo (Lección 3). Cada elemento tiene asignado un número que indica la capacidad que posee dicho elemento para combinarse con otros elementos. Ese número se denomina valencia.

ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 30 minutos) EN EL NIVEL MÁS ALTO Materiales por grupo Diagrama de orbitales realizados en la Actividad 1, configuraciones electrónicas escritas en la Actividad 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.

Así, la capa de valencia para el Li es 2s1 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.

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, 4… hasta llegar a 8 electrones.

4. IONES Y NÚMEROS DE OXIDACIÓN Puesto que todos los gases nobles (con excepción del He) tienen 8 electrones de valencia, muchos átomos al reaccionar también terminan con 8 electrones de valencia, dado que así alcanzan estabilidad energética (Lección 3). Esta observación ha dado lugar a dos conceptos conocidos como: regla del octeto, la tendencia de los átomos para tener 8 electrones de valencia, y la regla del dueto: la tendencia de los átomos de tener 2 electrones de valencia.

Por ejemplo, el átomo de sodio, que posee 11 protones y 11 electrones, pierde con facilidad el electrón de la subcapa 3s. El catión resultante tiene 11 protones y 10 electrones, y por tanto tiene una carga neta de +1 (Fig. 10), obteniendo una configuración estable pues se parece a la del neón (1s2).

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 compartiendo 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.

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

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 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 tendencia del átomo a perder o ganar electrones; un mismo átomo puede tener uno o varios números de oxidación.

Figura 11. Esquema de formación del ión fluouro (F ).

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 Fórmula Nombre + Na Sodio + K Potasio + Ag Plata 2+ Mg Magnesio 2+ Ca Calcio 2+ Zn Zinc 2+ Cu Cobre (II) 3+ Al Aluminio

Aniones comunes Fórmula Nombre F Fluoruro Cl Cloruro Br Bromuro 2O Óxido 2S Sulfuro 3N Nitruro I Yoduro H Hidruro

Es importante distinguir entre número de oxidación y valencia. Por ejemplo, en el caso del O2-, 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 mantiene el gradiente electroquímico de la célula, manteniendo el potencial de la membrana al permitir una concentración + alta de K dentro de la célula y manteniendo una + concentración alta de Na 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 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.

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 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 (parecida a la de un gas noble). 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. Pregunte a sus estudiantes: ¿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 el electrón, 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

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química RESUMEN

Configuración electrónica: Distribución específica de los electrones dentro de los orbitales de átomos e iones. Electrones de valencia: Electrones ubicados en la capa más externa del átomo. Ión: Átomo o grupo de átomos que poseen una carga eléctrica. Números cuánticos: Números que describen las energías de los electrones en los átomos. Número de oxidación: Se denomina a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones del enlace se distribuyen según ciertas reglas. En el caso de 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 tener su conjunto de números cuánticos idénticos.

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. Instituto de Tecnologías Educativas, Ministerio de Educación, Gobierno de España, Corteza atómica: estructura electrónica. Consultado en junio de 2011 de http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/atomo/celect ron.htm 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

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Química ACTIVIDAD EVALUADORA 1. Subraya la respuesta correcta:

4. Explica por qué los siguientes diagramas de orbitales son erróneos. a.

 El número cuántico m para un electrón en el orbital 5s puede ser: a. +1/2 ó -1/2 b. Cualquier valor entero entre -5 y +5 c. Cualquier valor entero entre 0 y 5 d. Cero

 El número de electrones desapareados en un átomo de fósforo es: a. 5 b. 3 c. 1 d. 2

 Si l=3, nos indica que son orbitales: a. s b. p c. d d. f

5. Escribe la configuración electrónica para un átomo del elemento con Z=15. 6. Escribe el diagrama de orbitales para las siguientes configuraciones electrónicas: a. 1s22s22p5 b. 1s22s22p63s1 c. 1s22s22p63s23p64s23d5 d. 1s1

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 indica el número cuántico magnético.

7. Identifica la capa de valencia configuraciones electrónicas del anterior.

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).

de las numeral

8. Haz un esquema para representar la formación de los siguientes iones: a. H+ b. Mg2+ c. Hd. S2-

El principio de exclusión de Pauli expresa que la distribución más estable de los electrones en los subniveles de energía es la que tenga mayor número de espines paralelos. 3. ¿Cuál de los siguientes grupos de números cuánticos, es probable para un electrón ubicado en 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)

9. Escribe la configuración electrónica para los iones del numeral anterior.

Lección 3. ENLACE

QUÍMICO

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.

INDICADORES DE LOGRO 1. Dibuja estructuras de 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 intermoleculares. 4. Distingue entre el enlace iónico y elenlace 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.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? Los millones de compuestos conocidos, tanto naturales como sintéticos, se forman de átomos enlazados a otros, cuyas características físicas y químicas dependen del tipo de enlace formado. Por ejemplo, el agua está formada por el enlace covalente de dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Este tipo de enlace le confiere aquellas propiedades únicas para el sostenimiento de la vida en la Tierra.

DESCRIPCIÓN Esta lección se desarrolla centrándose en los distintos tipos de enlace químico que existen. La exposición de los enlaces se ha basado en la clasificación general de las fuerzas que le dan origen; se describen también, los términos que se asocian a ella (electronegatividad, estructura de Lewis, regla del octeto).

ENLACE QUÍMICO Química

n la actualidad, la mayoría de las personas prefieren utilizar una pasta de dientes que contenga flúor (F) y de seguro usted y sus estudiantes también. Pregúnteles ¿conocen la razón de por qué el flúor ayuda a la prevención de la caries?

o compartición de electrones. La atracción resultante entre los átomos participantes se llama 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).

¿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 2+ reacciona con el calcio (Ca ) 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.

Oxígeno (O)

Electrones compartidos

Además, el flúor ayuda a la remineralización del diente, al favorecer la entrada en su estructura de iones calcio 2+ 3(Ca ) e iones fosfato (PO4 ). Esto ocurre porque el flúor tiene carga negativa que atrae al calcio que tiene carga positiva, y forma un enlace iónico.

Hidrógenos (H) 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.

De la forma en que los átomos se unen dependen las propiedades fisicoquímicas de las sustancias. Por ejemplo, al respirar monóxido de carbono (CO) este se enlaza fuertemente a ciertas sustancias que se encuentran presentes en los glóbulos rojos de la sangre, perdiendo estos su capacidad para transportar oxígeno, provocando asfixia.

Algunas consideraciones importantes que ayudan a comprender la formación del 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 su última 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.

De este y otros ejemplos, surgen preguntas como las siguientes ¿qué es un enlace químico? ¿Cómo se efectúa un enlace químico? ¿Qué facilitan o qué impiden los enlaces? ¿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

Las fuerzas que dan origen a los enlaces químicos son clasificados en dos grandes grupos: las fuerzas intramoleculares y las fuerzas intermoleculares.

ENLACE QUÍMICO Química estadounidense Gilbert Lewis. Él propuso representar los electrones de valencia mediante cruces o puntos con el fin de visualizar la transferencia o la compartición de electrones en el enlace cuando los átomos se unen; 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. Selecciona los electrones que están en el último nivel energético. 3. Es importante que recuerde cuáles electrones están pareados y cuáles no lo están.

¿Cómo se utilizan los gases nobles, si son inertes? Los gases nobles son utilizados habitualmente para la iluminación, por su falta de reactividad química. Los bombillos incandescentes utilizan, por lo general argón (Ar) y kriptón (Kr), como gases de relleno para proteger el filamento. El kriptón, es utilizado en los focos de alto rendimiento (tienen temperaturas más elevadas y son de mayor eficacia) debido a que disminuye la velocidad de evaporación del filamento más que el argón.

Paso 1: H, C, F, K, Sc Paso 2:  Fuerzas intramoleculares: Son los 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?

Configuración electrónica

Electrones de valencia

H = 1s1 C = 1s22s22p2 F = 1s22s22p5 Al = 1s22s22p63s23p1 Ca = 1s22s22p63s23p64s2 Paso 3:

1 2

2s 2p 2s 2p 3s 3p 4s

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).

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.

CH4 (metano)

H2O (agua)

NH3 (amoníaco)

2. ESTRUCTURAS DE LEWIS

Cuando 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 usa el sistema de puntos señalado por el químico

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.

ENLACE QUÍMICO Química Regla del octeto La regla del octeto establece que el último nivel de energía de un átomo debe tener ocho electrones, para que adquiera una configuración estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble razón por la cual es difícil que reaccionen con otro elemento.

La naturaleza de estos enlaces va a determinar el comportamiento y las propiedades de las distintas moléculas. Estas propiedades dependerán, por lo 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 de un átomo para atraer electrones.

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 posee 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.

El compartir electrones o donarlos en un enlace dependerá 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).

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.

Figura 3. Con algunas excepciones, los valores de la electronegatividad aumentan al avanzar de izquierda a derecha en cualquier período de la Tabla Periódica. En cualquier grupo, los valores de la electronegatividad disminuyen de arriba hacia abajo.

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 4.0 – 0.9 = 3.1.

ENLACE QUÍMICO Química imaginó que los átomos tenían “polos” eléctricos cargados positiva o negativamente.

ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 5 minutos) PROBLEMAS DE PRÁCTICA

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: un elemento dona electrones y otro los acepta.

Solicíteles a sus estudiantes que utilizando solamente 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.

3. TIPOS DE ENLACE QUÍMICO

Los diferentes tipos de enlace químico de acuerdo con las fuerzas que presentan, son:

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.

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.

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).

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,

8 electrones en su capa externa

+ Na

Na - 1 electrón de valencia

8 electrones en su capa externa

_ Cl

+ 1 electrón de valencia

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

ENLACE QUÍMICO Química 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.

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). Na• +

:..Cl. :

Na+

:..Cl..:-

NaCl

Figura 6. Formación de la molécula de cloruro de sodio (NaCl). ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 20 minutos) 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? Materiales Ocho hojas de papel de distinto color. Regla, tijeras.

Una pieza de cartón corrugado de 50 x 50 cm. 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?

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 tienen varias formas geométricas (cúbica, hexagonal, rómbica). Se forman redes cristalinas y no verdaderas moléculas.

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). ¿La excesiva ingesta de sal (cloruro de sodio, NaCl) en la dieta diaria podría causar daños a la salud? La sal común (cloruro de sodio, NaCl) es un ejemplo de + enlace iónico: en él se combinan sodio (Na ) y cloro (Cl ), perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo. En una solución, 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 lo tanto, se debe consumir con moderación.

Figura 7. El fluoruro de calcio (CaF2) es un compuesto iónico. Es cristalino a temperatura ambiente, se funde a temperatura elevada (1418°C) y se disuelve en agua.

Se distinguen tres tipos de enlace covalente: polar, no polar y coordinado. Si dos átomos comparten un par de electrones forman un enlace simple; si son dos pares de electrones lo que se comparten; entonces, se forma un enlace doble. En ciertas circunstancias suele presentarse un triple, cuádruple o hasta un quíntuple enlace (Fig. 8).

2. Enlace covalente

En 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 a)

La compartición de un par de electrones entre átomos enlazados 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 átomos enlazados da lugar a un enlace covalente triple.

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

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).

:....F• + .....F :

2 Átomos de flúor

..F ..F : :..:..

Molécula de flúor

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 a los 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).

Átomo de hidrógeno

Átomo de cloro

H•

.. + .Cl : ..

.....Cl : H. +

Molécula de ácido clorhídrico

HCl

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.

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).

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

 Solubilidad variada en diferentes solventes.  Tienen puntos de ebullición y fusión variados.  En una disolución acuosa algunos pueden ser conductores de la electricidad.

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), 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.

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.

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).

¿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 el butano no estuviera a presión adentro del encendedor, de inmediato se evaporaría.

Entre sus propiedades se encuentran:  Son moléculas que pueden hallarse en los tres estados físicos de la materia. 35

ENLACE QUÍMICO Química ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 30 minutos) ¿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?

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.

Figura 14. En el enlace metálico los electrones (e ) se mueven entre los átomos con facilidad.

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).

Compuestos metálicos Entre los compuestos metálicos se encuentran: la plata (Ag), oro (Au), 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.  Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de valencias que los cationes

ENLACE QUÍMICO Química metálicos puedan moverse entre sí para lograr producir una rotura).  Poseen brillo metálico.

carga, unidos entre sí por enlaces covalentes. Una molécula cuyos átomos se mantienen unidos por medio de enlaces covalentes, se llama 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.

Figura 15. Hojas de oro (Au). Los metales son maleables por la disposición de sus átomos en el enlace metálico.

Moléculas Una molécula es el grupo de dos o más átomos, sin ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 20 minutos)

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?

Fuerzas intermoleculares Consideremos las fuerzas de atracción que actúan entre moléculas, iones y entre ambos. Las fuerzas intermoleculares 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).

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.

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

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 importantes para las disoluciones de las sustancias iónicas en líquidos; por ejemplo, en una disolución acuosa de cloruro de sodio (NaCl), los iones sodio (Na+) y cloro (Cl-) se rodean de moléculas de agua que actúan como un aislante eléctrico, ya que mantienen a los iones separados (Fig. 16).

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 de este tipo (ión-dipolo, dipolo-dipolo y fuerzas de dispersión de London), aunque, es más débil en comparación de los enlaces covalentes e 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).

NaCl + Figura 16. Los iones sodio (Na ), en café; e iones cloro (Cl ), en amarillo; se rodean de las moléculas polares agua (H2O).

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.

Puente de hidrógeno

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, de tal manera que cada molécula de agua está rodeada de cuatro moléculas más.

Este tipo de enlace que se forma muy débil; pero, a pesar de esto, el agua al poseer sus moléculas unidas, tienen un punto de fusión y ebullición más altas que aquellas sustancias con peso molecular mayor y que no forman puentes de hidrógeno.

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 38

ENLACE QUÍMICO Química

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 los seres 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 O2 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 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 pocas señales 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…

RESUMEN

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 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.

Enlace covalente: Enlace químico que se produce por la compartición de los electrones de valencia, y no por trasferencia.

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).

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.

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.

Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte: 1. Ayala, P. (s.f.) Enlace puente de Hidrógeno. Química -on line. Universidad de Sonora. Extraído en junio de 2011 desde http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/Puente_de_hidrogeno.htm 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 http://es.scribd.com/doc/12684586/Experimentos-de-Quimica 4. Hernández. V. (2002) El enlace químico. Zona Clic. Actividades. CRA Vía de la Plata. Extraído en junio de 2011 desde http://clic.xtec.cat/db/act_es.jsp?id=2023 5. ITE. Instituto de Tecnologías Educativas (s.f.) Enlaces entre átomos. Extraído en junio de 2011 desde http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materiales/enlaces/enlac es1.htm 6. Mendoza, M. (2004) Poesía química. Instituto Politécnico Nacional. México. Extraído en junio de 2011 desde http://www.libros.publicaciones.ipn.mx/PDF/1326.pdf 7. Phillips, J., Strozak, V., Williams, C. (2004) Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V. 8. Salud.com (2010) Uso del flúor. Salud. Extraído en junio de 2011 desde http://www.salud.com/saluddental/uso-del-fluor.asp 9. 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://www.uhu.es/quimiorg/covalente1.html

ENLACE QUÍMICO Química ACTIVIDAD EVALUADORA 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 de electrones.  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

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

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: O

H H

C H

O Na H

Lección 4. CUANTIFICANDO

ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

CONTENIDOS 1. Peso atómico. 2. El mol. 3. Fórmulas químicas. 4. Peso fórmula, peso molecular y moles.

INDICADORES DE LOGRO 1. Aplica de manera correcta los datos de isótopos para determinar el peso atómico de los elementos. 2. Comprende el concepto de mol y lo utiliza para realizar cálculos químicos. 3. Reconoce los elementos que componen una fórmula química y la cantidad de átomos de cada uno de ellos. 4. Realiza conversiones de masa, moles y fórmulas.

PALABRAS CLAVE Peso atómico, mol, Número de Avogadro, masa molar, fórmula química, peso fórmula, peso molecular.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? La cuantificación de elementos y compuestos químicos es de vital importancia en nuestra vida cotidiana. Por ejemplo, una persona hipertensa necesita conocer la cantidad de sodio presente en un alimento; de la misma manera, una persona con problemas cardíacos necesita controlar la ingesta de colesterol presente en los alimentos que ingiere.

DESCRIPCIÓN En esta lección se instruye cómo determinar los pesos atómicos de los elementos y la masa molar de los compuestos. Además, se estudia cómo realizar cálculos químicos utilizando esta información.

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 conduce a 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 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)

donde, A es la masa atómica del elemento; Ai, la masa atómica de cada isótopo y Xi es el porcentaje de cada isótopo en la mezcla. Este valor se expresa en uma. ¿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 -22 átomo más pesado que se conoce es del orden de 4 x 10 g. Dado que sería complicado tener que expresar continuamente masas -24 tan pequeñas en gramos, se usa una unidad llamada unidad de masa atómica (uma). Una uma es igual a 1.66054 x 10 g. Un protón -4 tiene una masa de 1.0073 uma, un neutrón, de 1.0087 uma, y un electrón, de 5.486 x 10 uma. Necesitaríamos 1, 836 electrones para igualar la masa de un protón, así que el núcleo contiene casi toda la masa del átomo. 1

Hoy en día, podemos medir las masas de átomos individuales con un alto grado de exactitud. Por ejemplo, se sabe que el átomo de H -24 tiene una masa de 1.6735 x 10 g que corresponden a 1.0078 uma.

¡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 la química o moles. En general, un mol de cualquier sustancia contiene el NA de moléculas o átomos de esa sustancia. Esta relación fue descubierta por Amadeo Avogadro, científico italiano que conocido por su hipótesis llamada en la actualidad Ley de Avogadro: el volumen de un gas mantenido a temperatura y presión constantes es directamente proporcional al número de moles del gas. Recibió crédito por sus trabajos después de su muerte.

Amadeo Avogadro (1776-1856).

CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química 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. PROBLEMA 1. Presente a sus estudiantes el siguiente problema: El oxígeno natural se compone de un 99.757 % de 16O con una masa de 15.994915, 0.038% de 17O con masa de 16.999132 y 0.205% de 18O que posee una masa de 17.999160. 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 16 O 17 O 18 O

Ai (uma) 15.994915 16.999132 17.999160

Xi(%) 99.757 0.038 0.205

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

( 5 9949 5

99 5 5) + (

999

8) + (

999

59 5

Pregunte a sus estudiantes ¿Por qué la masa atómica promedio del oxígeno (AO) es cercana a la masa del 16O y no a la de los otros dos isótopos?

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 extraña o complicada por el momento, ya que aún nos preguntamos: ¿Cuántos átomos hay en 12 g de 12C?. Para determinar esta cantidad, muchos experimentos se realizaron, llegando a obtener el valor de: (E.2) Este número, utilizado para fines prácticos como 6.022 x 1023, 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 x 1023 átomos de ese elemento. La misma relación aplica si nos referimos a moléculas de una sustancia, iones o partículas.

CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química PROBLEMA 2. Plantee a los estudiantes las siguientes interrogantes: ¿Cuántas naranjas hay en una docena?, ¿Cuántos zapatos contiene un par?, ¿Cuántos átomos de helio tiene un mol de átomos de helio en un globo?, ¿Cuántas moléculas de agua contiene un mol de moléculas de agua?, ¿Cuántos iones Na+ contiene un mol de NaCl? Figura 1. Dos muestras de diferentes sustancias: a. que poseen la misma masa y b. contienen el mismo número de átomos.

1. Realice en la pizarra un cuadro como el siguiente, el cual sus estudiantes le ayudarán a completar para que visualicen la analogía con el par de zapatos. Factor para zapatos

r d

z p p rd z p

La masa de un mol de átomos de un elemento puro es numéricamente igual al peso atómico de ese 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), se puede denotar de la siguiente manera:

Factor para unidades elementales x H d H x d

H O H O

N d

( )

2. Indique que estos factores representan una igualdad y se leen: “un par de zapatos es igual o equivale a dos zapatos”, “1 mol de átomos de helio es igual a 6.022 x 1023 átomos de helio” y así sucesivamente.

(E.3)

Como muestra la Tabla 1, el concepto de mol utilizado 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

Masa molar (MM) Retomando el ejemplo de la docena, una docena 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 x 1023), pero un mol de una sustancia y un mol de otra sustancia distinta tienen diferente masa (Fig. 1).

Carbono

12.011 g C

6.022 x 10 átomos ó 1 mol de átomos C

196.966 g Au

6.022 x 10 átomos ó 1 mol de átomos Au

1.008 g H

6.022 x 10 átomos o 1 mol de átomos H

32.060 g S

6.022 x 10 átomos o 1 mol de átomos

Oro

Hidrógeno

Azufre

CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química 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.

3. FÓRMULAS QUÍMICAS La fórmula química de una sustancia muestra 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 el símbolo del elemento. Así, Na representa 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). El vinagre (C2H4O2) en cambio, presenta en su fórmula química 3 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).

NOTA: A partir de este tema se utilizarán como unidades de medida, por convención, los gramos y las uma se limitarán a los pesos atómicos. PROBLEMA 3. Resuelva, solicitando la participación estudiantado, los siguientes ejercicios:

del

 Cálculo de números de átomos ¿Cuántos átomos contienen 2.451 moles de hierro? (Utilice E.2).

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 obtener la cantidad de cada uno de ellos.

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) 9g 45

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; tomando en cuenta el número de veces que el elemento aparece o el subíndice que posee. Para determinarlo puede seguir los siguientes pasos:

d 55 85 g d

1. Identifique cada uno de los elementos 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:

Indique a sus estudiantes que el resultado es mayor a un mol, pues la masa de la muestra de hierro es más del doble de lo que contiene un mol de átomos Fe.

( 46

(E.4)

CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química donde, ni es el número de átomos de cada elemento y Ai es el peso atómico de cada elemento. 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; utilizando los pasos recién descritos, se realizan en la siguiente actividad. 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

Bicarbonato de sodio (NaHCO3) x

Masa de cada elemento

Ca x 1 = 1

40.080

40.080 g

Na x 1 = 1

22.989

22.989 g

Ox1= 1

15.999

15.999 g

Hx1=1

1.008

1.008 g

PF = 56.079 g

Cx1=1

12.011

12.011 g

Ox3=3

15.999

47.997 g PF =

Nitrato de calcio (Ca(NO3)2) ni

84.005 g

Azúcar (C12H22O11) Masa de cada elemento

Masa de cada elemento

Ca x 1 = 1

40.080

40.080 g

C x 12 = 12

12.011

144.132 g

Nx2=2

14.007

28.014 g

H x 22 = 22

1.008

22.176 g

Ox6=6

15.999

95.994 g PF =

PM =

164.088 g

2. Verifique que todo el estudiantado realice el cálculo de manera correcta.

342.297 g

CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química

¿Qué es un espectrómetro de masas? El instrumento utilizado para determinar de una forma más directa y exacta los pesos atómicos y moleculares se llama espectrómetro de masas (Figura de abajo). Una muestra gaseosa se introduce y se 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 su mayor parte con carga 1+. Estos iones se aceleran hacia una rejilla que tiene carga negativa. Una vez que pasan por la rejilla, los iones se topan con dos ranuras que sólo permiten el paso de un haz de iones muy angosto. A continuación, este haz pasa entre los polos de un imán, que desvía los iones de modo que sigan una trayectoria curva, como cuando un campo magnético desvía electrones.

En el caso de iones con la misma carga, la magnitud de la desviación depende de la masa: cuanto mayor es la masa del ion, 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) se desvían menos que las más ligeras, aun cuando pertenezcan a un mismo elemento. De esta manera se pueden detectar diferentes isótopos. Si se varía continuamente la intensidad del campo magnético o del voltaje de aceleración en la rejilla de carga negativa, se puede hacer que iones de diferentes masas ingresen en el detector que está en el extremo del instrumento.

La cantidad de sustancia expresada en unidades de masa (PF o PM) contiene 6.022 x 10 23 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. 48

CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química

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 x 10 6) de moléculas de SO2, que es uno de los gases desprendidos por los volcanes? El PM del SO2 es 64.064 g. 6

( 4

d SO

4 g SO )

(

− 5

d SO )

g SO

 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. 4

( ( 8

N ) 4gN )

(

4 8

N ) ( 8

4gN )

8 598

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. 4

(

N ) ( 8

4gN )

( (

N) N )

2. Partiendo del dato generado en el literal b y realizando un solo factor de conversión. 8 598

(

N) N )

(

 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. 9 g A (SO4 )

( ( 4

A (SO4 ) ) g A (SO4 ) )

(

d d f r A (SO4 ) ) A (SO4 ) )

(

( d df r

S) A (SO4 ) )

948

CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química ¿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.

RESUMEN

Fórmula química: Representación abreviada de una sustancia y que expresa su composición al escribir los símbolos de los átomos de los elementos constituyentes. 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. 50

CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química Mol: Es la cantidad de sustancia que contiene 6.022 x 1023 entidades elementales de dicha sustancia. Número de Avogadro: 6.022 x 1023 entidades elementales. Peso atómico: Peso promedio de las masas de los isótopos que constituyen a un elemento; masa atómica promedio de un elemento. Peso fórmula: Masa, en unidades de masa atómica, de la unidad fórmula de una sustancia. 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 atómica, correspondiente a una molécula (o 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.

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. Chang, R., Collegue, W. (2003). Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V. 3. Departamento de Química Orgánica, Universidad de Valladolid, Estequiometría en elementos y compuestos; consultado en junio 2011. 4. Goldberg, D. (1994). Fundamentals of Chemistry. USA: Wm. C. Brown Publishers. 5. National MoleDay Foundation, Inc.; consultado en junio 2011 http://www.moleday.org/ 6. Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M.L., Stanley, G. (2008). Chemistry. CENGAGE Learning.

CUANTIFICANDO ÁTOMOS Y MOLÉCULAS Química ACTIVIDAD EVALUADORA 1. Calcula la A del potasio y del cobre utilizando los datos de las siguientes tablas: Isótopo

Ai (uma)

Xi(%)

K 40 K

38.963707 39.963999

93.2581 0.0117

40.961826

6.7302

Isótopo 63

Cu Cu

Ai (uma)

Xi(%)

62.929601 64.927794

69.17 30.83

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. Averigua el total de partículas (átomos o moléculas) en las siguientes muestras: a. 0.005 g de zinc (Zn). b. 1 × 10-3 g de óxido de plomo IV (PbO2). c. 0.03 mol de sulfato de cobre II (CuSO4).

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 contiene más fruta? b. ¿Qué pesa más un mol de uranio o un mol de helio? ¿Cuál elemento contiene más átomos?

9. Selecciona la respuesta correcta para la siguiente pregunta: ¿Qué quiere decir que la masa molecular del H2O es 18.015 g/mol? a. Que 18 moléculas de agua tienen una masa de 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.

3. Calcula: a. ¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)? b. ¿Cuál es la masa de 3.01 x 1023 átomos de sodio (Na)? 4. Determina la masa molar de los siguientes compuestos: a. KOH. b. Cu3(PO4)2.

10. Indica cuántos moles de H2O hay en: a. 3.42 g de H2O. b. 1.82 x 1023 moléculas de H2O.

5. Identifica qué elementos componen el siguiente compuesto y señala cuántos átomos de cada uno posee a partir de su fórmula: Co[(NH3)4(H2O)Cl]Cl2.

Lección 5. TABLA

PERIÓDICA

CONTENIDOS 1. Historia de la Tabla periódica. 2. Organización de la Tabla periódica. 3. Propiedades periódicas.

INDICADORES DE LOGRO 1. 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 o grupos (familia). 5. Clasifica los elementos en metales, semimetales y no metales. 6. Predice las semejanzas y similitudes de las propiedades de los elementos químicos mediante la Tabla periódica. 7. Identifica los símbolos de los elementos químicos de la Tabla periódica.

PALABRAS CLAVE Ley periódica, período, grupo, metal, semimetal, metaloide, no metal, actínido, lantánido, elemento de transición, periodicidad química, gas noble, elementos representativos, radio atómico, radio iónico, electronegatividad, afinidad electrónica, energía o potencial de ionización.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? La tabla periódica es la mejor creación para la clasificación y predicción de las propiedades de los elementos químicos; ya que, contribuye a encontrar una explicación a la complejidad de la materia que nos rodea. DESCRIPCIÓN Esta lección comienza describiendo los aportes de varios científicos que a lo largo de la historia han ayudado al desarrollo de la Tabla periódica actual. Además, describe la organización de la tabla periódica en grupos y periodos, así como, el agrupamiento de los elementos con base en la configuración electrónica, en semimetales o metaloides, no metales y metales. Finaliza con la descripción de las propiedades periódicas: radio atómico, radio iónico, volumen atómico, potencial de ionización, electronegatividad y la electroafinidad.

TABLA PERIÓDICA Química 1. HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA

En 1829, el químico alemán Johann W. Döbereiner clasificó algunos elementos en grupos de tres, que denominó “tríadas”. Descubrió que los elementos de una tríada tenían propiedades químicas afines y sus propiedades físicas variaban ordenadamente, de acuerdo con sus masas atómicas. Asimismo, se reveló que el elemento central de la tríada, tenía la masa atómica aproximadamente igual a la media aritmética ( ̅ ) de las masas atómicas de los otros dos elementos.

os elementos químicos que se hallan libres en la naturaleza, fueron los primeros en identificarse en la antigüedad, como el oro (Au), plomo (Pb), hierro (Fe), estaño (Sn), mercurio (Hg), plata (Ag) y cobre (Cu), entre otros. El primer descubrimiento científico de un elemento químico, fue en 1669, cuando el comerciante y alquimista alemán Henning Brand descubrió el fósforo (P). En 1787, el químico francés Antoine Lavoisier creó una lista de 33 elementos que se conocían hasta ese momento y las denominaciones asignadas se referían al color, sabor, propiedades medicinales o el nombre del descubridor.

Las tríadas a las que se refirió Döbereiner fueron: el calcio (Ca), estroncio (Sr) y bario (Ba); cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I) (Tabla 1); litio (Li), sodio (Na) y potasio (K); azufre (S), selenio (Se) y teluro (Te).

Tabla 1. Tríada de los halógenos, compuesta de cloro (Cl), bromo (Br) y yodo (I) Elemento

Masa atómica (g)

Densidad (g/mL)

Punto de fusión (°C)

Punto de ebullición (°C)

35.453

0.003214

-101.4

-33.89

Bromo (Br)

79.904

3.119

-7.199

Yodo (I)

126.905

4.940

82.95

184.4

Cloro (Cl)

La Tabla 1 muestra que la masa atómica de los tres elementos se incrementa de 35.453 a 126.905; es decir, desde el cloro hasta el yodo. Es de notar que la masa atómica del bromo (el elemento central) es de 79.904, cercana a la media aritmética de las masas atómicas del cloro y yodo:

La primera Tabla periódica habría que atribuírsela al geólogo mineralogista francés Alexandre-Emilé Béguyer de Chancourtois publicada en 1862, quien acomodó los elementos químicos según el orden creciente de sus masas atómicas. Cada vuelta contenía 16 elementos y el telurio (Te) ocupaba el puesto central. De tal manera, que los puntos que se correspondían sobre las sucesivas vueltas de la hélice diferían en 16 unidades de las masas atómicas y en cada uno de esos puntos se ubicaban los elementos con propiedades análogas.

La Tabla 1 demuestra que el punto de ebullición, el punto de fusión y la densidad, se incrementan al aumentar la masa atómica; así observamos que los valores de las propiedades del yodo (la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición y la masa atómica) son más altos.

Esta disposición se denominó tornillo telúrico. Esto llevó a Chancourtois, a notar que las propiedades de los elementos químicos se relacionaban con el número atómico (Z) que el elemento ocupaba en la secuencia (Fig. 1).

Las investigaciones realizadas durante ese tiempo demostraban la dificultad de que no siempre se disponían valores exactos para las masas atómicas y se hacía difícil la búsqueda de tendencias.

En 1864, el químico inglés John Newlands, observó que cuando los elementos se ordenaban según sus 54

TABLA PERIÓDICA Química 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, ya que si se parte de una nota cualquiera; por ejemplo, Re, ocho notas después hallamos un Re más agudo o más grave (una octava más alta o más baja).

Figura 2. Octavas de John Newlands. Cada octavo elemento mostraba propiedades semejantes.

Mendeleiev y Meyer, en 1869, aprovecharon los conocimientos existentes sobre la clasificación de los elementos químicos según sus propiedades y encontraron que si estos se ordenaban de acuerdo aumentaba la masa atómica, cada cierto número de elementos repetían las propiedades químicas y físicas o variaban de forma sistemática y regular.

Por ejemplo, el litio (Li), el sodio (Na) y el potasio (K), muestran las mismas propiedades (Fig. 2); los demás elementos químicos siguen la tendencia de la misma manera, es decir, el magnesio (Mg) presenta propiedades semejantes al berilio (Be); el aluminio (Al) al boro (B) y así de manera sucesiva. Sin embargo, resultó inadecuada para elementos de mayor masa que el calcio (Ca) y fue rechazado.

Esto los condujo a realizar una clasificación de 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. A este ordenamiento se le llamó Tabla periódica de los elementos. 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 (Fig. 3).

Figura 1. Representación del Tornillo telúrico propuesto por Alexandre-Emilé Béguyer de Chancourtois.

En 1870, Meyer estudió los elementos químicos en forma gráfica, representando el volumen de cada átomo en función de su masa y obtuvo una gráfica en picos cada vez mayores (Fig. 4). En 1871, ambos propusieron una nueva tabla que se conformaba por siete filas y, ocho columnas, a causa, de que los elementos poseían propiedades semejantes.

A finales de la década de los 1860, aparecieron dos trabajos publicados con diferentes enfoques sobre la repetición periódica de los elementos y regular de sus propiedades, el del químico alemán Julius L. von Meyer y el del científico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev. 55

TABLA PERIÓDICA Química

Figura 3. Tabla periódica propuesta por Dimitri Mendeleiev en 1871.

Volumen atómico (cm )

configuración electrónica en su último nivel; por ello, las propiedades químicas de los elementos van a depender de la configuración electrónica.

¿Cuáles elementos químicos logró Dimitri Mendeleiev predecir sus propiedades con bastante exactitud, sin que él mismo supiera de cuáles se trataba? Logró predecir la existencia de tres elementos que él mismo denominó eka-aluminio, eka -boro y eka -silicio, que irían en los lugares vacíos de la tabla periódica; los cuales después, se descubrieron y se nombraron: galio (Ga) (reconocido por Paul E. Lecoq de Boisbaudran en 1875), escandio (Sc) (descubierto por L. Nilson en 1879) y el germanio (Ge) (descubierto por C. Winkler en 1886), respectivamente.

Masa atómica (uma) Figura 4. Meyer encontró que si el volumen de los elementos se graficaba en función de su masa atómica, se generaba una serie de “ondas”. Los picos de las ondas estaban conformadas por los metales alcalinos: sodio (Na), rubidio (Rb), potasio (K) y cesio (Cs).

Los elementos que se ubicaban en las posiciones similares a los picos, tenían propiedades similares. Además, estos eran cada vez mayores e formaban parte de más elementos.

Los trabajos del químico y físico inglés, Henry G. Mosseley referentes al estudio de los espectros de los rayos X de los elementos permitieron conocer el respectivo número atómico. En 1914, Mosseley ordenó los elementos según su número atómico y, así se reformuló el ordenamiento realizado por D. Mendeleiev a lo que se le nombró: Tabla periódica moderna.

Mendeleiev señaló como criterio de clasificación, las propiedades fisicoquímicas de los elementos, antes que la masa atómica. Después se dio cuenta que las propiedades de los elementos dependían del incremento de la masa atómica. En los ejercicios de la Lección 2 sobre configuración electrónica, es de notar que los elementos que se hallan en una misma columna, poseen la misma

Mosseley en su concepto de número atómico (Z), demostró que la medida del número de electrones determina la periodicidad de las propiedades de los 56

TABLA PERIÓDICA Química elementos, 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.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 2

Período Grupo

3 4 5 6 7

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, ya que esta aumenta cuando se incrementa el Z (excepto raras situaciones debido al porcentaje de los diferentes isótopos del elemento).

Figura 5. Identificación de los grupos y periodos en la tabla.

Elementos representativos Elementos de transición

Grupos y períodos Los elementos se organizan en filas horizontales a los que se les nombra 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. 5).

Elementos de transición interna

Figura 6. Agrupaciones de la Tabla periódica.

Existen dos filas que habitualmente se ubican fuera de la Tabla periódica llamadas tierras raras o metales de transición interna. Por las propiedades que poseen deberían ubicarse entre el lantano (La) y el actinio (Ac); cada una de las filas en uno de ellos; por tal motivo, los elementos químicos que tienen 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. 6).

¿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 no son 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.

Los elementos que tienen propiedades similares se agrupan en 18 filas verticales o columnas llamadas grupos o familias, por la similitud que existe de las propiedades químicas entre sus integrantes; y son enumerados con arábigos del 1 al 18 (Fig. 5). Los grupos 1 y 2 y del 13 al 18, se nombran elementos representativos y los que están colocados al centro de la tabla, se nombran elementos de transición; es 57

TABLA PERIÓDICA Química decir, los que corresponden a los grupos del 3 al 12 (Figs. 5 y 6).

La configuración electrónica del hidrógeno (H, Z = 1) es 1s1; la del helio (He, Z = 2) es 1s2; la del litio (Li, Z = 2 1 3) es 1s 2s ; es decir, posee dos electrones en el subnivel 1s y un solo electrón en el subnivel 2s. El litio al igual que el hidrógeno posee un solo electrón en su subnivel externo; por ello; se ubican en la misma columna. Asimismo, el berilio (Be, Z = 4) tiene dos electrones en el subnivel 1s y dos en el subnivel 2s.

Al grupo 1, se le denomina metales alcalinos. Estos tienen 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 nombra 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+).

¿Cómo se les pone nombre a los elementos? Una vez reconocida la existencia de un elemento por la IUPAC, esta invita a sus descubridores a que propongan un nombre, que debe basarse en un mineral, un lugar, una propiedad, un concepto mitológico o un científico. Junto al nombre, se propone el símbolo. La adjudicación de un símbolo a cada elemento fue idea de J. Berzelius (1779-1848) quien propuso que consistiese en la inicial del nombre latino del elemento químico, y si se daba una repetición se colocaba otra letra. Por ejemplo, el símbolo químico del carbono es C; el del cloro, Cl; el del calcio, Ca. Durante el periodo que pasa desde que se reconoce que existe un elemento hasta que se autoriza un nombre definitivo, se nombra terminando en “io” y se le proporciona un símbolo provisional de tres letras; por ejemplo, para el elemento 113 sería el Ununtrio (símbolo Uut), el 114 el Ununcuadio (símbolo Uuq), etc.

A la derecha de la tabla se encuentra el grupo 17, cuyos elementos se llaman halógenos. El grupo 18 comprende a los gases nobles, que con anterioridad se les nombraba 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 totalmente nula. Es necesario resaltar que el primer período sólo tiene dos elementos: hidrógeno (H) y helio (He). El primero pertenece 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.

A largo de un período se van llenando de manera consecutiva, las subcapas s y p de los períodos 2 y 3; s, d y p de los períodos 4 y 5, y las subcapas s, f, d y p en los períodos 6 y 7. Los elementos químicos que pertenecen a los lantánidos y actínidos, tienen electrones en la subcapa f; ya que, se ubican en el período 6 y 7, respectivamente. Se comprueba que los gases nobles con su configuración electrónica completa, cierran el período e inician uno nuevo, llenando la siguiente capa.

A la familia 14 se les denomina carbonoides, al 15 se les llama nitrogenados y al grupo 16, calcógenos o anfígenos; el grupo 13 no posee un nombre en especial, por lo que se le designa por el elemento con el que empieza la serie; es decir, la familia del boro. Configuración electrónica Se origina así el diagrama por bloques de la Tabla periódica de acuerdo al orbital que los electrones más externos ocupen (Fig. 7). 58

TABLA PERIÓDICA Química metales y no metales; por lo que las características que presentan son de ambos (Fig. 8).

Bloque s Bloque p Bloque d

Bloque f Figura 7. Diagrama de bloques de la Tabla periódica según la configuración electrónica.

Figura 8. Los metales (color anaranjado), no metales (color amarillo) y metaloides (color verde) de la Tabla periódica.

 Bloque s: Está conformado de los elementos 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 13-18, ya que sus electrones de valencia ocupan los orbitales p. A partir del grupo 13, con configuración externa ns2np1, comienza a llenarse el subnivel p. Los elementos del grupo 17, los halógenos, poseen configuración electrónica externa ns2np5. Los elementos del grupo 18, los gases nobles, tienen los subniveles s y p llenos, así su configuración electrónica es ns2np6.  Bloque d: Está conformado de los elementos de los grupos 3-12 (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.

 Metales: Los elementos metálicos son sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, el cual, es líquido. Pueden conducir la electricidad con facilidad y poseen brillo metálico.  No metales: Estos elementos 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 a la izquierda de esta diagonal son los metales y a la derecha, son los no metales; por ello, tienen propiedades intermedias. Los que integran 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 un semimetal; sino que un metal, debido que la mayoría de sus propiedades son metálicas. 3. PROPIEDADES PERIÓDICAS

Algunas propiedades de los elementos varían de manera regular por la posición que ocupan en la Tabla periódica, a estas propiedades se les nombra propiedades periódicas, entre ellas se destacan: el radio atómico, electronegatividad, el potencial de ionización, electroafinidad o afinidad electrónica y el radio iónico.

Metales, metaloides o semimetales y no metales La Tabla periódica se divide 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

Radio atómico Representa la distancia que existe entre el núcleo atómico y la capa de valencia; por lo tanto, el radio atómico permite determinar el tamaño del átomo 59

TABLA PERIÓDICA Química de forma aproximada, puesto que, los electrones más externos de un átomo o de un ión no están rigurosamente restringidos a cierta distancia del núcleo. El radio atómico aumenta en un grupo de arriba hacia abajo y disminuye al pasar en un período de izquierda a derecha (Fig. 9) por la atracción que ejerce el núcleo del átomo en los electrones de los orbitales más externos, haciendo que disminuya la distancia núcleo -electrón en los períodos (Fig. 10). Se expresa en angstrom (1Å = 10-10m) (Fig.11).

Aumenta Disminuye

Figura 9. Dirección de disminución y de crecimiento del radio atómico.

ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 30 minutos) DIFERENCIA ENTRE METALES, SEMIMETALES Y NO METALES Con esta actividad se pretende que cada estudiante distinga las propiedades físicas de los metales, no metales y semimetales, tal como: la fragilidad, la conductividad eléctrica e imantación y descubra las tendencias de las propiedades de los elementos de la tabla periódica. Forme grupos de tres estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿cuál es la ubicación de los metales, no metales y semimetales en la Tabla periódica? ¿Cómo diferenciarían que una sustancia es semimetal, no metal o metal? ¿Cómo se determina la densidad para los objetos regulares e irregulares? Materiales Muestra de las siguientes sustancias: aluminio (Al), carbón (C), cobre (Cu), plomo (Pb), azufre (S), hierro (Fe), magnesio (Mg), yodo (I), calcio (Ca), estaño (Sn) o los que puedan conseguir. 2 segmentos de alambre de cobre aislado, con terminales de caimán. 1 batería de 9 voltios con terminales de pinza. 1 bombilla de 15 voltios. 1 rosca o portabombilla, imán. Procedimiento 1. Observar y anotar en una tabla, el aspecto de cada una de las sustancias proporcionadas; tal como, el estado físico, brillo y color, entre otros. 2. Comparar las sustancias respecto a la fragilidad, golpeándolas contra un objeto duro, como el piso o un soporte metálico. Clasificarlas en las que se rompen y las que no se rompen. 3. Construir un circuito eléctrico y que lo prueben haciendo pasar corriente eléctrica al unir los extremos de los alambres, notando si la bombilla se enciende. Colocar los dos cables en la muestra y observar si enciende o no. 4. Pasar el imán por cada una de las sustancias y observar si es atraído o no. Pregúnteles: ¿cuáles elementos mostraron poseer las características generales de los metales, no metales y semimetales? Indica para cada sustancia el grupo y el período que tienen asignados en la Tabla periódica. ¿Las características metálicas de los elementos a lo largo de un período parecen incrementarse de izquierda a derecha o viceversa? ¿Las características metálicas de los elementos químicos de un grupo aumentan de arriba hacia abajo o viceversa? Aprovechando la conductividad que presentan los metales, ¿cuáles es la utilidad que se les da en la vida diaria? 

Radio iónico Es el radio que tiene un átomo cuando ha ganado o ha perdido electrones, haciendo referencia no al átomo, sino al ión. 60

TABLA PERIÓDICA Química

¿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.

Electrón de la capa de valencia R

Núcleo atómico

Figura 10. El radio atómico depende de la distancia que existe del núcleo atómico a los electrones de la capa de valencia.

Litio (Li) 1.52Å

Berilio (Be) 1.12Å

Boro (B) 0.88Å

Carbono (C) Nitrógeno (N) Oxígeno (O) Flúor (F) 0.77Å 0.66Å 0.70Å 0.64Å

Figura 11. Radios atómicos de los elementos químicos ubicados en el periodo 2.

El radio iónico incrementa en un grupo de arriba hacia abajo y al pasar en un período, disminuye de izquierda a derecha hasta la parte central, para luego volver a aumentar. Por ejemplo, el potasio (K) al ceder un electrón queda cargado +1; la carga positiva (en el núcleo) atrae más los electrones, lo que provoca la disminución del radio, en cambio, el azufre (S) al ganar dos electrones y adquirir una carga negativa, crea la repulsión de los electrones en su orbital más externo, concibiendo el aumento del radio iónico.

Disminuye Aumenta

Figura 12. Dirección de disminución e incremento del radio iónico.

En general, los átomos que pierden electrones dan origen a iones más pequeños y aquellos que ganan electrones, iones más grandes (Figs. 12 y 13).

TABLA PERIÓDICA Química arriba hacia abajo. La energía liberada se mide en electrón-voltios (eV) (Fig. 15). Catión Na 0.95Å

Átomo de sodio (Na) 1.86Å

Aumenta Disminuye

Átomo de flúor (F) 0.64Å

Anión F 1.36Å +

Figura 13. Radio iónico del catión sodio (Na ) y anión flúor (F ).

Figura 15. Direcciones de disminución e incremento de la afinidad electrónica o electroafinidad.

Electronegatividad Mide la tendencia de un átomo a atraer electrones cuando se forma un enlace químico; es decir, es la tendencia de un átomo para atraer los electrones responsables del enlace químico. En un grupo, la electronegatividad disminuye de arriba abajo y aumenta de izquierda a derecha en un período, debido a que a medida aumenta el número atómico en el periodo aumenta la carga nuclear, atrayendo con más fuerza a los electrones a su alrededor. Se expresa en números sin unidades. El flúor (F) es el más electronegativo y el francio (Fr) el menor (Fig. 14).

Energía de ionización o potencial de ionización La energía de ionización es la mínima energía que se necesita para liberar a un electrón (externo) de un átomo en estado gaseoso. Este valor disminuye en un grupo de arriba hacia abajo y en un período aumenta de izquierda a derecha. Entre mayor sea el volumen de un átomo, con más facilidad perderá un electrón ya que existe menos atracción nuclear. Este se expresa en unidades de electrón-voltio (eV). Al eliminarse un electrón, se llama primera energía o potencial de ionización. Si se elimina un segundo electrón, se llama segunda energía de ionización. La tercera, cuarta y demás energías de ionización pueden ser medidas, pero no son importantes en una reacción (Fig. 16).

Aumenta Disminuye

Aumenta Disminuye Figura 14. Direcciones de disminución e incremento de la electronegatividad.

Afinidad electrónica o electroafinidad Es la energía que se libera cuando a un electrón se adiciona un átomo en estado gaseoso. La afinidad electrónica en un período aumenta de izquierda a derecha y al desplazarse en un grupo los valores no cambian considerablemente; pero, disminuye de

Figura 16. Direcciones de disminución e incremento de la energía o potencial de ionización.

TABLA PERIÓDICA Química ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 30 minutos) PROPIEDADES PERIÓDICAS Con esta actividad se pretende que el estudiantado conozca las tendencias periódicas de los primeros 30 elementos de la tabla periódica; es decir, desde el hidrógeno (H) hasta el zinc (Zn). Para ello, formarán equipos de tres miembros. Repártales los materiales que necesitarán. Materiales Molde para hacer 30 cubos de hielo. 30 pajillas.

Marcadores y papel de diversos de colores. Una regla, tijeras, Tabla periódica.

Procedimiento 1. El molde deberá ser orientado de forma que se correlacione con la Tabla periódica, es decir: la fila 1 del molde representa el primer período (hidrógeno, H); la fila 2 del molde representa el segundo periodo (desde litio (Li) hasta el neón, Ne) y así, respectivamente. 2. Buscar el radio atómico de cada elemento en libros, enciclopedias, revistas científicas, etc. 3. Cortar una porción de pajilla, a escala, para cada elemento y lo insertarán en el orificio que corresponde en el molde. 4. Escoger un papel de diferente color y señalen cómo cambia la electronegatividad a lo largo de los períodos y los grupos de la tabla. Deberán de realizar este mismo paso, para el caso de la afinidad electrónica, y energía de ionización. Pregunte a sus estudiantes: ¿cómo cambia el radio atómico según se avanza de izquierda a derecha en cada período (4) de la Tabla Periódica? ¿Cómo cambia el radio atómico a medida que se avanza de arriba abajo en un grupo o familia? ¿Y la electronegatividad? ¿Y la energía de ionización? ¿Por qué se describe el radio atómico como una propiedad periódica? ¿Y la electronegatividad? ¿Y la energía o potencial de ionización?

ACTIVIDAD INTEGRADORA CON… BIOLOGÍA Un fertilizante que posee nitrógeno (N), fósforo (P) y potasio (K) es un abono NPK. La composición de estos abonos ternarios (NPK), se expresa por medio de tres números que establecen las proporciones de los tres nutrientes: el primer número se refiere al nitrógeno; el segundo, al fósforo y el tercero, al potasio. Las cifras no se corresponden directamente con los porcentajes de cada elemento, pues, el nitrógeno va expresado como N2, el fósforo como pentóxido (P2O5) y el potasio como óxido (K2O). Hacia 1840 y gracias al trabajo de Justus von Liebig (1803-1873) y otros, se supo que las plantas necesitaban que el suelo contuviera estos tres elementos en forma fácilmente asimilable, para poder construir sus tejidos. El otro elemento que es indispensable es el carbono (C), que se puede tomar del dióxido de carbono (CO 2) presente en la atmósfera. Por supuesto, que las plantas necesitan disponer de otros elementos (oligoelementos) en proporciones más pequeñas, pero, estos suelen acompañar como impurezas a los mayoritarios o al agua de riego. Actividad: Investiga en diferentes fuentes las respuestas de: ¿qué es un fertilizante? ¿Por qué son importantes los fertilizantes para la nutrición de las plantas? ¿Cuáles elementos químicos componen los fertilizantes? ¿Cuál es el efecto de estos elementos en las plantas? ¿Qué recomendaciones y riesgos existen en el uso de fertilizantes? ¿Qué elementos necesitan las plantas?

TABLA PERIÓDICA Química RESUMEN

Afinidad electrónica

Radio atómico

Energía de ionización

Radio atómico

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.

Ley periódica: Instituye que las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos 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.

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.

Potencial o energía de ionización (I): 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.

Electroafinidad o afinidad electrónica: 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.

Radio atómico: Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón más alejado del átomo.

TABLA PERIÓDICA Química Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte: 1. Andalucía Innova (2011) 100 Preguntas, 100 Respuestas. Especial Química. Extraído en julio de 2011 desde http://www.andaluciainvestiga.com/espanol/revista/pdf/100PreguntasQuimica/100PreguntasQuimica.pdf 2. Andalucía Innova (2011) 100 Preguntas, 100 Respuestas. Especial Ciencia Cotidiana. Extraído en julio de 2011 desde http://www.andaluciainvestiga.com/revista/pdf/100p100cienciacotidianaweb.pdf 3. Educaplus.org (2008) Evolución de la Tabla Periódica. Descubrimiento. Extraído en junio de 2011 desde http://www.educaplus.org/sp2002/evolucion/historiasp8.html 4. 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://www.iupac.org/web/nt/2011-0601_elements_114_116 5. León, J. (2009) Periodicidad química. No. 6. Colegio San Francisco Javier. Extraído en junio de 2011 desde http://www.javeriano.edu.co/javeriano/guias/GUIA%206%20PERIODICIDAD%20QUIMICA%2010.pdf 6. Portal Planeta Sedna (s.f.) Nuevos metales en el siglo XVII. Los inicios de la química moderna. Extraído en junio de 2011 desde http://www.portalplanetasedna.com.ar/nuevos_metales.htm 7. Phillips, J., Strozak, V., Williams, C. (2004) Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V. 8. RENa (2008) La Tabla Periódica. Red Escolar Nacional. Gobierno Bolivariano de Venezuela. Extraído en junio de 2011 desde http://www.rena.edu.ve/TerceraEtapa/Quimica/tablaPeriodica.html

TABLA PERIÓDICA Química ACTIVIDAD EVALUADORA 1. De las parejas que se muestran indica cuál

átomo posee mayor energía de ionización: a. O y S b. Al y Cl c. Cu y Au d. Cs y Os

7. Escribe los áreas de la Tabla Periódica que

corresponden a:

2. De las parejas que se listan, señala cuál es el

átomo que tiene mayor radio atómico: a. Ca y Ga b. He y Ne c. Ge y S d. B y Tl

3. De las parejas que se listan, señala cuál es el

átomo que tiene afinidad electrónica: a. K y Rb b. Mn y Co c. I y Ag d. Se y O 4. La afinidad electrónica de los elementos

aumenta dentro de un mismo periodo del sistema periódico, de izquierda a derecha. De esa magnitud, se podría decir que: a. Toma valores nulos para un gas noble. b. Alcanza valores máximos para los gases nobles. c. Toma valores negativos en los periodos de izquierda a derecha. d. Los elementos alcalinos toman valores positivos.

Metales No metales Semimetales Gases nobles 8. Escribe las zonas del gráfico en las que los

últimos niveles de energía pertenecen a:

3 2

5. El catión calcio (Ca ) tiene con respecto al

átomo de calcio (Ca): a. Igual número de protones y electrones. b. Diferente el número de protones e igual número electrones. c. Menor número de electrones. d. Mayor número de protones.

4 Orbitales p Orbitales f Orbitales d Orbitales s

6. ¿Cuál propiedad representa mejor a un no

metal? a. Pueden conducir la electricidad y calor y poseen brillo metálico. b. Son malos conductores de electricidad; y están en estado gaseoso, sólido o líquido a la temperatura ambiente. c. Poseen propiedades intermedias entre los elementos químicos que se separan por la diagonal. 66

TABLA PERIÓDICA Química 9. ¿Qué esquema representa el aumento del radio atómico?

10. ¿Qué esquema representa el aumento de la electronegatividad?

11. ¿Qué esquema representa el aumento de la energía de ionización?

Lección 6. SUSTANCIAS

PURAS

CONTENIDOS 1. Sustancias simples. 2. Sustancias compuestas. 3. Tipos de fórmulas químicas. 4. Compuestos orgánicos e inorgánicos.

INDICADORES DE LOGRO 1. Reconoce las sustancias puras como simples o compuestas. 2. Denota las sustancias simples utilizando los símbolos químicos. 3. Representa las sustancias compuestas utilizando fórmulas químicas. 4. Identifica los elementos que componen a un compuesto. 5. Escribe una fórmula molecular a partir de una fórmula estructural. 6. Clasifica los compuestos de acuerdo con los elementos que los componen en orgánicos e inorgánicos. 7. Identifica las diferencias entre un compuesto orgánico y un inorgánico.

PALABRAS CLAVE Sustancia, elemento, símbolo, compuesto, fórmula química.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? Todas las sustancias en la naturaleza, además de las creadas por el hombre, están conformadas por átomos. Sin embargo, algunas poseen átomos del mismo elemento y otras, combinaciones de átomos de diferentes elementos. La mayoría de productos comerciales poseen una simbología que los identifica; de igual manera para representar e identificar a las sustancias, se utilizan símbolos y fórmulas químicas.

DESCRIPCIÓN La lección inicia definiendo las sustancias y clasificándolas en simples y compuestas. Describe la manera de representarlas y los tipos de fórmulas más utilizadas. Además, instruye sobre la clasificación de las sustancias a partir de los elementos que las componen en orgánicas e inorgánicas.

SUSTANCIAS PURAS Química El objetivo de la siguiente actividad demostrativa es que los estudiantes visualicen que los elementos químicos están presentes en su entorno.

molecular, cada elemento se compone de un solo tipo de átomo (Fig. 1).

ACTIVIDAD 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.

A .

B .

Figura 1. A nivel atómico/molecular, los elementos pueden encontrarse como A. átomos individuales o B. como moléculas.

Procedimiento 1. Muestre a sus estudiantes cada uno de los materiales y pídales que los pasen entre ellos. 2. Pregunte: ¿De qué sustancias están hechos cada uno de los materiales que acaban de observar? ¿Qué otros objetos están hechos de las mismas sustancias?

En la actualidad, se conocen más de 100 elementos que están distribuidos de diferente manera en el entorno. Por ejemplo, el cuerpo humano está constituido por diferentes cantidades de elementos (Fig. 2A). Comparando con la corteza terrestre, ésta posee muchos de los elementos que se encuentran en el cuerpo humano, además de algunos metales y minerales adicionales (Fig. 2B).

La mayor parte de la materia que conforma los objetos que se utilizan a diario, no se encuentra en forma químicamente pura. Una sustancia pura (o simplemente sustancia) es materia que tiene 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 de sustancias puras.

Símbolos de los elementos Para representar a los elementos se utilizan los símbolos. Estos se escriben de manera más rápida y fácil que los nombres de los elementos. Los símbolos de los primeros 109 elementos consisten en una letra mayúscula o una letra mayúscula seguida de una minúscula (Tabla 1).

1. SUSTANCIAS SIMPLES Para indagar sobre el conocimiento de los estudiantes acerca de los elementos puede preguntar ¿cuáles elementos…  se encuentran en la sangre?  son necesarios 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?

Tabla 1. Algunos elementos comunes y sus símbolos Símbolo

Elemento

Símbolo

Elemento

Plata

Hierro

Calcio

Potasio

Plomo

Magnesio

Cobre

Sodio

Estaño

Neón

Sin embargo, como vimos en la figura 1, los elementos también se pueden encontrar de manera molecular debido que así son encontrados en la naturaleza.

Los elementos, son sustancias que no pueden descomponerse en sustancias más simples. A nivel

7.39%

10%

18%

64.6%

Figura 2. Elementos, en porcentaje en masa en: A. el cuerpo humano y B. la corteza terrestre, incluyendo los ocĂŠanos.

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 21Dy 31T denotan a los isótopos del hidrógeno, deuterio y tritio, respectivamente.

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 O2; y ambas representaciones corresponden al mismo elemento. Tabla 2. Elementos con forma molecular Símbolo

Molécula

Elemento

Nitrógeno

Hidrógeno

Azufre

Fósforo

Cl2

Cloro

Br2

Bromo

Flúor

Yodo

Estructura

Si descubriera un nuevo elemento, ¿cómo lo llamaría? A través de la historia, los científicos respondieron esta pregunta de diferentes maneras. La mayoría tomó la decisión de nombrar 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 sus símbolos 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 de acuerdo con sus propiedades. Por ejemplo, el manganeso (Mn) que proviene de la raíz griega magnes, que significa magnético.

2. SUSTANCIAS COMPUESTAS Los componentes del aire, la gasolina y el cemento son llamadas sustancias compuestas o compuestos, dado que pueden descomponerse, mediante procesos químicos, en otras más simples.

Dado a su aporte a la Química, una estatua de Antoine Lavoisier se encuentra ubicada en el Museo de Louvre en París, Francia.

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. No obstante, estos últimos cuatro productos no se descomponen en otros, por lo que se puede concluir que son elementos.

Por ejemplo, el carbonato de calcio (CaCO3) es un sólido blanco que lo encontramos en la piedra caliza 72

SUSTANCIAS PURAS Química 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.

Carbonato de calcio (CaCO3)

A Óxido de calcio (CaO)

B Dióxido de carbono (CO2)

Calcio (Ca)

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 formar la molécula al denotar cuáles átomos están unidos dentro de la molécula. Pueden representarse de forma plana (2D) o de manera espacial (3D).

Carbono (C)

Oxígeno (O2)

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.

¿Qué es la fórmula empírica? Un tipo de fórmula no muy utilizada es la fórmula empírica; es la más sencilla para un compuesto 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, primero debemos conocer su fórmula molecular.

ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 30 minutos) CARACTERÍSTICAS QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS Materiales por grupo 20 tarjetas, como las mostradas abajo, de los primeros elementos solo con el nombre del elemento; 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 utilizando la Tabla periódica. 4. Comparar, discutir y verificar la información que han obtenido.

Número atómico Símbolo

Hidrógeno

Número másico +

p :___ e :___ n :___

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) N H

NH3 Amoníaco

CH4 Metano

H H H

H C H

C2H6O Etanol

H C OH

CH3CH2OH

ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 20 minutos) 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)

SUSTANCIAS PURAS Química 4. COMPUESTOS ORGÁNICOS E INORGÁNICOS Existe una gran variedad de compuestos 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 pueden observar en la figura 4. COMPUESTOS ORGÁNICOS

Formados por enlaces carbono-carbono (C-C), carbono-hidrógeno (C-H) o ambos; es decir, que se componen 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.

COMPUESTOS INORGÁNICOS

No contienen al carbono como elemento esencial, a excepción del CO2 y los carbonatos; por lo que están formados por diferentes elementos 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.

SUSTANCIAS PURAS Química 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? Esta pregunta 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: H = 2 × 25 = 50 átomos de hidrógeno 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).

RESUMEN

Compuesto: es cualquier sustancia pura que está formada por dos o más elementos combinados siempre en una proporción fija y, separables únicamente por métodos químicos. Elemento: sustancia que no puede ser descompuesta en otras más simples mediante reacciones químicas. Fórmula: Combinación de símbolos que indican la composición química de una sustancia.

Fórmula empírica: La proporción más pequeña de átomos presentes en un compuesto. Símbolo: Es una abreviación o representación corta de un elemento químico. Todos los elementos naturales tienen símbolos químicos de una o dos letras; algunos elementos artificiales tienen símbolos de tres letras. Sustancia: porción de materia que posee una composición química definida.

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. Universitat de Valencia, Elementos químicos. Consultado en julio de 2011 de http://www.uv.es/jaguilar/elementos/elementos.html 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. 76

SUSTANCIAS PURAS Química ACTIVIDAD EVALUADORA 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.

Lección 7. MEZCLAS

CONTENIDOS 1. Mezclas. 2. Tipos de mezclas. 3. Métodos físicos de separación.

INDICADORES DE LOGRO 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.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? En general, las sustancias que encontramos en la naturaleza y que utilizamos se encuentran en forma de mezclas; por ejemplo, los minerales, el agua del mar, etc. Por medio de métodos y técnicas, se puede separar las distintas partes que componen una mezcla y obtener sustancias puras.

DESCRIPCIÓN Esta lección inicia definiendo qué es mezcla y su clasificación en mezcla homogénea y en mezcla heterogénea. Luego, se detallan según el tipo de mezcla que se aborde, los métodos físicos de separación de los componentes que la forman.

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.

¿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 medida pueden 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.

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%).

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, se solidifica y puede desmoldarse.

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. ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 15 minutos)

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 tierra. 1 cucharada de azúcar (sacarosa: C12H22O11). 5 cucharas de plástico.

1 cucharada de almidón de maíz. 2 cucharadas de frijoles. 5 vasos plásticos transparentes. 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.

MEZCLAS Química 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. Solicíteles que dialoguen con su grupo, registrando sus propuestas en su cuaderno. Para este ejercicio sólo se necesitarán tres o cuatro minutos.

2. TIPOS DE MEZCLAS Cada una de las sustancias que forman una mezcla se denomina componente. A los componentes de una mezcla, por lo general, también se les llama fases.

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 llama 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):

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). +

Leche

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.

Fresa

Ec.1

Azúcar

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):

Licuado

Figura 1. Ejemplo de mezcla homogénea.

Tabla 1. Clasificación de las soluciones según el estado de agregación Solvente

GAS

LÍQUIDO

SÓLIDO

Soluto

Ejemplo

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).

Sólido

La 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

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).

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 diferenciar los granos de arena de los cristales de azúcar.

tiempo y luego, sedimentan; por ejemplo, la arena, almidón, talco o harina en agua (Fig. 4).

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).

Tomate

Cebolla

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. El nombre coloide proviene de la raíz griega kolas que significa que puede pegarse, ya que una de sus propiedades es la tendencia 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).

Hongo

Ensalada

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 y el granito (Fig. 3).

Figura 5. La mayonesa es una coloide; específicamente, es denominada una emulsión.

Los coloides se componen de dos partes: 1. Fase dispersa o partículas dispersas: Esta fase corresponde al soluto en las soluciones, y está constituida 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.

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

Según el estado físico en que se encuentre la fase dispersa y la fase dispersante, los coloides toman varios nombres (Tabla 2): 81

MEZCLAS Química Tabla 2. Tipos de coloides Fase dispersa GAS

LÍQUIDO

SÓLIDO

Fase dispersante

Nombre del coloide

Ejemplo

Sólido

Espuma sólida

Piedra pómez.

Líquido

Espuma

Crema batida, espuma para afeitar.

Sólido

Gel

Aceite de ballena, gelatina, jaleas.

Líquido

Emulsión

Mayonesa, crema de manos, leche, sangre, mantequilla.

Gas

Aerosol líquido

Nubes, niebla, bruma.

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:

Cuando las partículas cargadas en su superficie atraen a cargas del signo opuesto, se forma una doble capa. Por ejemplo, el agua forma dipolos que rodean los iones de los coloides, como ocurre en el caso del jabón, donde las moléculas del agua rodean las cargas del jabón formando micelas (Fig. 7).

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).

Parte hidrofílica (cabeza) Parte hidrofóbica (cola)

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 el tamaño de las partículas disueltas es muy pequeño, en comparación con las de un coloide.

Moléculas de agua 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.

Figura 6. En una dispersión coloidal puede verse el camino del haz de luz; pero no a través de una solución.

Propiedades eléctricas: Las partículas coloidales pueden tener o absorber iones negativos o iones positivos, de tal manera, que las partículas se repelen unas a otras, frenando la precipitación de la dispersión coloidal.

MEZCLAS Química

Aceite 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.

Aceite y agua no se mezclan: El aceite reposa en la superficie del agua.

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.

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.

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. ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 15 minutos) 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 sera 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 harina. 1 linterna pequeña. ¼ pliego de cartulina negra.

2 cucharadas de refresco en polvo. ½ taza de leche. 4 vasos plásticos transparentes. 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.

MEZCLAS Química ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 15 minutos) 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 cuatroestudiantes 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). 1 plato pequeño.

½ taza de agua. 1 agitador.

1 vaso plástico.

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?

 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).

3. METODOS FÍSICOS DE SEPARACIÓN

La separación de los componentes de una mezcla puede efectuarse por métodos físicos o métodos 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.

Vapor del líquido

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.

Residuo sólido 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 fin 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. Después, se filtra en caliente para eliminar las impurezas y se deja enfriar el líquido lentamente hasta la formación de cristales (Fig. 10). Una manera fácil de efectuar una cristalización es

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. 84

MEZCLAS Química 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.

¿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 piscinas superficiales y obtener con la evaporación, cantidades industriales de sal no refinada.

Figura 10. Formación de cristales. ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 15 minutos) 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 taza de agua. 1 lápiz o un palillo de madera. 1 cuchara o varilla de agitación.

1 frasco de vidrio transparente limpio. 1recipiente para cocción u olla. 1 hornilla pequeña o zona de calentamiento. 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?

 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:

MEZCLAS Química a. 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).

Si la mezcla de muestras que se está analizando presenta color, se observarán los distintos colores migrando a diferentes velocidades de la posición original. Si son incoloras hay que someter la placa a algún tratamiento por medio de 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.

Figura 11. Este proceso se utiliza para separar pigmentos de plantas y tintas, entre otros.

c. Cromatografía de columna: Este es utilizado para la separación de mezclas o purificación de sustancias. Como fase estacionaria se usa, generalmente, gel de sílice o alúmina dentro de una columna. En la columna se hace pasar una corriente de disolvente denominada fase móvil o eluyente que baja, por efecto de la gravedad o por la aplicación de presión (Fig. 13).

Los componentes que tienen 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. b. Cromatografía en capa fina: Este método es usado para separar moléculas relativamente pequeñas. La fase estacionaria puede ser: de celulosa, alúmina o un gel de silicato, unido a una superficie sólida (placa de vidrio, papel o aluminio). El tipo de fase estacionaria que se use en un experimento, dependerá del tipo de moléculas que se quieran separar.

¿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, determinar grados de pureza en los medicamento, así como realizar dataciones químicas.

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. Después, la placa se coloca en un envase, llamado cámara de vidrio que tiene una cantidad mínima de solvente.

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.

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.

MEZCLAS Química Aplicación de la muestra Solvente

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.

Columna Tapón poroso

A pesar de esto, no todos los compuestos avanzan a la misma velocidad. Algunos compuestos son fuertemente retenidos por el absorbente (la fase estacionaria), lo que permite que avancen más despacio. En cambio, otros apenas son retenidos y avanzan a una mayor velocidad.

Figura 13. Separación de diversos componentes por medio separados del método de laSolventes cromatografía de Componentes columna.

La forma con la que interactúan los componentes de la mezcla de gases con la cubierta del tubo capilar y la temperatura determina 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).

d. 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. Muestra

Regulador de presión

Inyección de la muestra

Cromatograma

Figura 14. Equipo de cromatografía de gases.

Detector Helio (He) Horno termostatizado Columna

ACTIVIDAD 5. (Tiempo: 15 minutos) 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). 87

MEZCLAS Química 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 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? Termómetro

 Destilación: 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: la primera, la evaporación, donde el líquido pasa a vapor y, segundo, la condensación, el vapor se condensa y pasa de nuevo a líquido.

Balón de destilación

Refrigerante

Condensador

Destilado

La destilación puede ser: a. Simple: Se usa cuando la diferencia entre los puntos de ebullición de los componentes que se desea separar es grande, mayor a 80 °C, o cuando las impurezas son sólidos disueltos en el líquido por purificar (Fig. 15).

Mechero Figura 15. Equipo de la destilación simple.

Termómetro Refrigerante Columna fraccionada

b. Fraccionada: Es usado si la diferencia que hay entre los puntos de ebullición es demasiado pequeña para que una destilación simple, sea eficiente (Fig. 16).

Condensador Balón de destilación

Procedimientos mecánicos Son procedimientos, usados para la separación de los componentes de mezclas heterogéneas.

Destilado

Mechero Figura 16. En la columna de destilación fraccionada ocurren muchas evaporaciones y condensaciones al mismo tiempo, lo que garantiza que la separación de las mezclas sea eficiente.

MEZCLAS Química  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 usan, 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).

Mezcla de sólido y líquido

Sólido retenido

Líquido Figura 17. Separación del suero de leche del queso.

ACTIVIDAD 6. (Tiempo: 15 minutos) 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 (para recolectar el agua destilada). 1 bandeja negra esmaltada más pequeña que la plancha de aluminio (contendrá el agua que se va a destilar). 2 rectángulos de plexiglás (conocido como acrílico) 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. 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 componentes 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 destilación que se ha producido.

MEZCLAS Química ACTIVIDAD 7. (Tiempo: 15 minutos) 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. 1pajilla. 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.

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 grandes quedarán retenidas en el tamiz (Fig. 18).

¿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 la temperatura de ebullición más baja.

Mezcla de sólidos

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.

Sólido (arena) separado Figura 18. Separación de arena de las piedras.

 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

 Tamizado: Se utiliza para separar una mezcla de partículas sólidas de diferentes tamaños a través

MEZCLAS Química precisa que un componente sea atraído, pero no el resto (Fig. 19).

ACTIVIDAD 8. (Tiempo: 10 minutos) 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 sustancias sólidas. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que usarán. Pregúnteles: ¿cómo se separan las piedras de la arena en la construcción? ¿Qué técnica de separación utilizarían para obtener pepitas de oro de las mezclas de arena? ¿Cómo separarían los objetos de hierro de la basura? ¿Qué es la industria siderúrgica?

Objetos metálicos

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.

Materiales ¼ taza de limaduras de hierro (Fe). ¼ taza de carbón en polvo (C). ¼ taza de arena. 2 hojas de papel bond. 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 la operación hasta que hayan separado un componente que forma parte de la mezcla. 4. Pasar la mezcla por el colador y recibir el siguiente componente en una hoja de papel.

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). Aceite

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 usado para separar los dos componentes restantes? ¿Cuál es la diferencia entre filtración y tamizado? ¿La imantación podría utilizarse en una mezcla que contenga sustancias líquidas?

Agua

Figura 20. Separación de aceite y agua.

 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).

Separación de la fase sólida y líquida

Centrifugadora Figura 21. Separación de cenizas en suspensión en el agua. 91

MEZCLAS Química

¿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.

¿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.

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.

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 determinada temperatura para generar los vapores del alcohol y gas. Estos vapores son condensados y recolectados en un segundo recipiente 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 obtener la graduación alcohólica apta para el consumo. Últimamente, se somete a una estabilización química y posterior reposado antes de su embotellamiento. 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 sustancias en 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 utilizan esos procesos industriales? Descríbelos.  Dibuja en el cuaderno el aparato de destilación que utilizan y explica su mecanismo.  Investiga a partir de qué frutas o verduras se pueden producir bebidas alcohólicas.  Investiga dos procesos artesanales de destilación de nuestro país.

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 por una frontera clara.

Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte: 1. Conevyt (s.f.) Mezclas homogéneas y heterogéneas. Experimento 10. Oregon. Extraído en junio de 2011 desde http://oregon.conevyt.org.mx/cursos/pcn/experimentos/cnexp_10.html 2. Del buen comer (2006) Destilados. Arte y Ciencia del Buen Comer. Enciclopedia. Extraído en julio de 2011 desde http://www.delbuencomer.com.ar/index_archivos/destilados.htm 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://www.icaccanarias.com/index.php?option=com_content&view=article&id=146&Itemid=172 4. Instituto de Tecnologías Educativas (s.f.). La Industria química. España. Extraído en julio de 2011 desde http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/4esofisicaquimica/4quincena12/4q12_contenidos_4a1.ht m 5. Nueva Alejandría (2000) Fe: casi todo acerca del Hierro. Ciencias de la Naturaleza. Archivos curriculares. Extraído en julio de 2011 desde http://www.nuevaalejandria.com/archivos-curriculares/ciencias/nota010.htm 93

MEZCLAS Química 6. Pontificia Universidad Javeriana (2011). Cromatografía. Cursos. Bogotá. Extraído en julio de 2011 desde

http://www.javeriana.edu.co/Facultades/Ciencias/neurobioquimica/libros/celular/cromatografia.htm 7. Red Escolar SEP -ILCE (2010) Métodos de separación. Experimentos. Extraído en julio de 2011 desde http://redescolar.ilce.edu.mx/educontinua/conciencia/experimentos/metodos.htm 8. Terra.org. (s.f.) Destilador solar de dos vertientes. Térmicos. Ingenios solares. Extraído en julio de 2011 desde http://www.terra.org/html/s/sol/ingenio/termicos/destilador.html 9. Universidad Nacional del Nordeste (s.f.) Dispersiones coloidales. Facultad de Medicina. Extraído en julio de 2011 desde http://www.med.unne.edu.ar/catedras/fisiologia/diapos/008.pdf 10. Wood, E. (2001) Cristales –un manual para profesores de enseñanza primaria y secundaria. Extraído en julio de 2011 desde http://www.iucr.org/education/pamphlets/20/full-text-spanish

MEZCLAS Química ACTIVIDAD EVALUADORA 1. Indica cuál de las sustancias son homogéneas:

Gasolina Infusión de té Agua con hielo

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.

Granito Pastilla de jabón Vidrio de ventana

2. Escribe los métodos de separación que usarías

7. De los métodos de separación que se indican a

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.

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. 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.

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 o las hojas de espinaca, se forman por varios pigmentos o colorantes?

4. Completa las frases siguientes:

a. La se basa en la diferencia de 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:

Lección 8.

SOLUCIONES

CONTENIDOS 1. 2. 3. 4.

Componentes de una solución. Proceso de disolución. Tipos de soluciones. Solubilidad y factores que la afectan.

INDICADORES DE LOGRO

1. Identifica los componentes de una solución como soluto y solvente. 2. Describe el proceso de disolución. 3. Predice la interacción entre diferentes solutos y solventes. 4. Clasifica las soluciones de acuerdo con la cantidad de soluto (concentración) que contienen y en función de la capacidad para disolver un soluto. 5. Explica y comprueba experimentalmente que la interacción entre el soluto y el solvente, la presión y la temperatura son factores que afectan la solubilidad.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? Las soluciones forman parte de nuestro diario vivir. Cada vez que consumimos agua, nos refrescamos en el mar, ríos y lagos, estamos en contacto con soluciones. Al mismo tiempo, los fluidos que corren por nuestro cuerpo también son ejemplos de soluciones que son indispensables para nuestra vida.

DESCRIPCIÓN

PALABRAS CLAVE Concentración, proceso de disolución, solución, soluto, solvente, solución saturada.

En esta lección se estudian los componentes de una solución, el mecanismo en que las sustancias se solubilizan en otras y los factores que facilitan este proceso.

SOLUCIONES Química

Para introducir el tema puede iniciar con una actividad demostrativa, con el objetivo de que los estudiantes observen cómo se elabora una solución y reconozcan los componentes que la conforman. 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?

1. COMPONENTES DE UNA SOLUCIÓN La mezcla homogénea que acaba de realizar es una solución, constituida por dos sustancias (agua y azúcar) que se encuentran 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 MOLÉCULA encuentra en menor cantidad en la solución y que DE AZÚCAR se disuelve en el solvente, se llama soluto. MOLÉCULAS Así, en la Actividad 1, el agua es el solvente y el DE AGUA azúcar el soluto (Fig. 1), y la solución que se obtuvo es líquida pues el agua se encuentra en Figura 1. Solución compuesta por estado líquido. Muchas de las soluciones que moléculas del agua como solvente y utilizamos a diario se hallan en estado líquido, moléculas de azúcar, como soluto. 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. A continuación, se describe una actividad demostrativa de otro tipo de solución líquida, mejor conocida como gas-líquido (Lección 7).

SOLUCIONES Química

ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 10 minutos) 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.

Por otro lado, existen soluciones en los otros 2 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.

SOLUCIONES Química ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 10 minutos) 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 el agua?

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 denomina solvatación. Si el solvente es el agua, esta interacción recibe el nombre de hidratación.

b) 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 y los iones Cl a los hidrógenos con carga + parcialmente positiva (δ ).

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 relativamente grande de soluto o solutos disueltos.  Solución diluida: posee una cantidad pequeña de soluto o solutos disueltos.

disminuye, puesto 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:

En la Actividad 4, a partir de una solución concentrada sus estudiantes prepararon cuatro soluciones menos concentradas o diluidas, debido a 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.

 Solución insaturada: contiene menor cantidad de soluto que la que es capaz de disolver a una temperatura dada; es decir, el solvente puede admitir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación.

Por ello, a medida que se van realizando las diferentes diluciones, el color de las soluciones 99

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.

Concentrada

Diluida

Figura 3. Soluciones con diferente cantidad de soluto, es decir, diferentes concentraciones formadas a partir de la dilución de una solución saturada.

ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 30 minutos) SE DECOLORA Materiales por grupo 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. 6. Midan 10 mL de la solución 2, la viertan en el vaso 3 y agreguen agua hasta la marca. 7. Midan 10 mL de la solución 3, la viertan en el vaso 4 y agreguen agua hasta la marca. 8. Midan 10 mL de la solución 4, la viertan en el vaso 5 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?

100

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 dar 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:

Para ello, 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 ióndipolo y, mediante puente de hidrógeno, a otros compuestos polares como el metanol; pero no puede disolver sustancias no polares como los hidrocarburos que componen la gasolina. 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.

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 moléculas de disolvente y las partículas de soluto: cuanto mayor sean las fuerzas de atracción entre el soluto y el solvente mayor será la solubilidad.

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 y entre las moléculas del solvente.

101

SOLUCIONES Química Presión Dado 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.

que se incrementa el movimiento de las moléculas de soluto y de solvente, por ende 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.

Para entender mejor este factor, supongamos que tenemos un gas distribuido entre una fase gaseosa y una solución (Fig. 5).

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.

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 adicionar presión (P2) y comprimir el gas (Fig. 5b), las moléculas chocan con más frecuencia con la superficie del líquido aumentando la solubilidad del gas en la solución hasta restablecer el equilibrio.

¿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 CO2 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.

Temperatura La temperatura tiene un efecto sobre la solubilidad de la mayoría de las sustancias. En el caso de solutos sólidos en agua, la solubilidad aumenta al incrementarse la temperatura de la solución, debido 102

SOLUCIONES Química

ACTIVIDAD 5. (Tiempo: 30 minutos) 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. Materiales por grupo 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.

103

SOLUCIONES Química ¿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 alta 2+ 2+ concentración de iones calcio (Ca ), iones magnesio (Mg ) 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 genere 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 de abastecimiento requieren este tratamiento. En los que sí es necesario, son los que abastecen de fuentes subterráneas donde ha 2+ tenido contacto con piedra caliza y otros minerales que contienen Ca , 2+ 2+ Mg y el ión hierro II (Fe ).

¿Qué contiene la sangre? La sangre, es una mezcla compuesta por células sanguíneas (glóbulos rojos, glóbulos blancos y plaquetas o trombocitos) y por un líquido amarillento llamado plasma. De manera aproximada, el 55% del volumen sanguíneo corresponde al plasma y el 45% restante a las células sanguíneas. Con excepción de pocas sustancias como el oxígeno (O2), que se transporta 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 disueltas en el plasma. Este componente de la sangre está formado, aproximadamente, en un 90% por agua, 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, eliminando del organismo la urea.

104

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. 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 (Figura 6c), para detener el flujo neto de solvente. La presión necesaria para evitar la ósmosis es la presión osmótica de la disolución.

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).

105

SOLUCIONES Química INTEGRACIÓN CON…GEOLOGÍA 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:

Agua Dióxido de subterránea carbono

Calcita en piedra caliza

Ión calcio

Ión bicarbonato

Creación de cuevas (disolución) Creación de estalactitas y estalagmitas (precipitación) 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).

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.

106

SOLUCIONES Química RESUMEN

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.

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.

Solución saturada: es una solución en la cual no se disolverá más cantidad de soluto a cierta temperatura.

Solvatación: es el proceso mediante el cual las moléculas de solvente rodean e interactúan con los iones o moléculas de soluto.

Solubilidad: es la máxima cantidad de una sustancia que se puede disolver en una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. .

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. Chang, R.; Collegue, W. (2003). Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores S.A de C.V. 3. IES Doña Jimena; Disoluciones, consultado en junio 2011 de http://web.educastur.princast.es/proyectos/jimena/pj_franciscga/3eso/3ESO.htm. 4. Mancilla, C., Blanco, E., Pérez, S., Castrejón, C., Rosas, T., Propiedades de las soluciones. Consultado en junio 2011, de http://es.scribd.com/doc/16675132/2-Propiedades-de-Las-Soluciones. 5. Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M. L,, Stanley, G. (2008). Chemistry. CENGAGE Learning.

107

SOLUCIONES Química ACTIVIDAD EVALUADORA 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 que contiene 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.

¿Por qué a algunos peces les cuesta respirar en el agua cuando esta se calienta durante los meses de estación seca?

¿Cuál de los siguientes esquemas representa mejor la apariencia molecular de un compuesto iónico disuelto en agua?

Indique el tipo de interacción solutodisolvente que 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.

A continuación, 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

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 responda: ¿qué indica el dato de solubilidad?, y ¿cómo prepararía una solución sobresaturada?

Agua

O H

108

Lección 9.

COMPUESTOS INORGÁNICOS

CONTENIDOS 1. Propiedades de compuestos inorgánicos. 2. Clasificación de acuerdo con la cantidad de elementos que contienen. 3. Nomenclatura de compuestos binarios.

INDICADORES DE LOGRO 1. Utiliza 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 elemento dentro de una fórmula química. 4. Escribe de manera correcta la fórmula química de compuestos inorgánicos iónicos. 5. Utiliza los tres sistemas de nomenclatura para nombrar compuestos binarios.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? Los compuestos inorgánicos son parte de los recursos geológicos, de los objetos de uso cotidiano, de materias primas de uso industrial, parte de la estructura en animales y plantas, entre otras cosas. En general, son sustancias indispensables para los seres vivos.

DESCRIPCIÓN Esta lección inicia definiendo a los compuestos inorgánicos y sus propiedades; se clasifican luego de acuerdo con la cantidad de elementos que los conforman. PALABRAS CLAVE Compuestos inorgánicos, compuestos binarios, compuestos ternarios, compuestos cuaternarios, nomenclatura química.

Finalmente, se estudia cómo nombrar a los compuestos binarios conociendo primero las reglas de los números de oxidación, los sistemas de nomenclatura, finalizando con la nomenclatura de las diferentes clases de compuestos binarios.

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).

2. CLASIFICACIÓN Los compuestos inorgánicos se pueden clasificar de acuerdo con la cantidad de elementos que contienen, en binarios, ternarios y cuaternarios.

Los compuestos binarios resultan de la combinación de dos elementos diferentes. Estos se pueden clasificar 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.

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. Moleculares: están formados por dos elementos no metálicos. Por ejemplo, el dióxido de carbono (CO2) y el agua (H2O). 3. Ácidos: son soluciones acuosas (Lección 8), de sustancias que contienen al elemento hidrógeno y un no metal, por ejemplo el HCl, H2S, HBr, etc.

ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 30 minutos) 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?

110

COMPUESTOS INORGÁNICOS Química Los compuestos ternarios son los formados por tres elementos diferentes. Se subdividen en: 1. Iónicos: formados al menos por un metal y dos no metales. Algunas sustancias de este tipo son el fosfato de calcio (Ca3(PO4)2), presente en huesos y dientes, y la sosa (Na2CO3). 2. Ácidos: son sustancias en solución acuosa conformadas generalmente por el elemento hidrógeno, oxígeno y un no metal. Por ejemplo, el ácido de baterías (H2SO4) y uno de los ingredientes 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 está familiarizado es el bicarbonato de sodio (NaHCO3). 3. NOMENCLATURA DE COMPUESTOS BINARIOS La Nomenclatura Química se ocupa de nombrar y formular, de manera sistemática, a las substancias 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, debido a 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:

111

Figura 1. Ejemplos de compuestos binarios iónicos. De arriba abajo: sal, cal, fluorita y óxido férrico.

COMPUESTOS INORGĂ NICOS QuĂmica 1. El nĂşmero de oxidaciĂłn 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 en su estado libre no estĂĄn combinados y en molĂŠculas con ĂĄtomos iguales, N2, H2, etc., los electrones del enlace estĂĄn compartidos equitativamente y no se puede asignar a ninguno de los ĂĄtomos una carga. 2. El nĂşmero de oxidaciĂłn de cualquier iĂłn monoatĂłmico es igual a su carga elĂŠctrica. AsĂ, para S2-, Cl-, Na+, K+ y Zn2+ son, respectivamente, -2, -1, 0, +1 y +2, que coinciden con sus respectivas cargas elĂŠctricas. 3. El nĂşmero de oxidaciĂłn del H en sus compuestos es +1, excepto cuando se combina con metales, que es -1. En este caso, el hidrĂłgeno al combinarse intenta adquirir la configuraciĂłn del helio (regla del dueto); haciĂŠndolo de dos maneras, de acuerdo al tipo de elemento con el que se combina. Cuando es un no metal, estos poseen mayor electronegatividad (LecciĂłn 5), dĂĄndose un enlace covalente en el cual el hidrĂłgeno adquiere una carga parcial de +1. Cuando se combina con un metal, se da un enlace iĂłnico y es el metal quien transfiere un electrĂłn al hidrĂłgeno proporcionĂĄndole una carga de â&#x20AC;&#x201C;1 (Na+ H-). 4. El nĂşmero de oxidaciĂłn del O en sus compuestos es -2, excepto en los perĂłxidos, que es -1. 5. El nĂşmero de oxidaciĂłn de los metales alcalinos es siempre +1 (por ejemplo, K+), debido a que para completar su octeto (LecciĂłn 2), deben perder el electrĂłn que poseen en su capa de valencia. 6. El nĂşmero de oxidaciĂłn de los metales alcalinotĂŠrreos es siempre +2 (por ejemplo Ca+2). Al igual que los elementos del grupo I, los metales alcalinotĂŠrreos para adquirir configuraciĂłn 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 nĂşmero de oxidaciĂłn del F en sus compuestos es siempre -1. No obstante, para los demĂĄs halĂłgenos varĂa desde Âą1 a +7, siendo positivo

PROBLEMA 1 Resuelva, solicitando la participaciĂłn de sus estudiantes, los siguientes ejercicios: 1. Calcular el estado de oxidaciĂłn del carbono en el compuesto diĂłxido de carbono CO2 Paso 1: -2 (nĂşmero de oxidaciĂłn del O) Paso 2: 2(-2) = -4 Paso 3: C + (-4) = 0 C = +4 Estado de oxidaciĂłn del C: +4 2. Calcular el estado de oxidaciĂłn del azufre en el ĂĄcido sulfĂşrico H2SO4 Paso 1: +1 (nĂşmero de oxidaciĂłn del H) y -2 (nĂşmero de oxidaciĂłn del O) Paso 2: 2(+1) = +2 4(-2) = -8 Paso 3: +2 + S + (-8) =0 S = -2 + (+8) Estado de oxidaciĂłn del S: +6 3. Calcular el estado de oxidaciĂłn del Mn en el iĂłn permanganato đ??&#x152;đ??§đ??&#x17D;â&#x2C6;&#x2019; đ?&#x;&#x2019; Paso 1: -2 (nĂşmero de oxidaciĂłn del oxĂgeno) Paso 2: 4(-2) = -8 Paso 3: Mn + (-8) = -1 Mn = +8 + (-1) Estado de oxidaciĂłn del Mn: +7 4. Calcular el estado de oxidaciĂłn del azufre en el triĂłxido de azufre: SO3 Paso 1: -2 (nĂşmero de oxidaciĂłn del O) Paso 2: 3(-2) = -6 Paso 3: S + (-6) =0 S = +6 Estado de oxidaciĂłn del S: +6

112

COMPUESTOS INORGÁNICOS Química

Ca2+ Cl- = CaCl2

cuando se combina con el O 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.

Al3+ y O2- se combinan para formar Na2O

Al3+ O2- = Al2O3 H+ y

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 en el compuesto. Paso 3: Escribir una ecuación que indique la suma de todos los números de oxidación en el compuesto.

−

se combinan para formar H3PO4

H+ (PO4)3- = H3PO4

¿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 polvo de hornear se encuentra en algunos extintores de fuego, debido a 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.

Escritura de fórmulas químicas Al escribir 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

Sistemas de nomenclatura Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos:

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 que contendrá la fórmula del compuesto. Así, la carga de un ión pasa a ser el subíndice del otro ión. Por ejemplo:

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).

Ca2+ y Cl- se combinan para formar CaCl2 113

COMPUESTOS INORGÁNICOS Química ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 30 minutos) BLOQUES INORGÁNICOS Materiales Cuatro bloques de cartulina o cartoncillo de una, dos y tres entradas (como el de la derecha) y cuatro bloques de uno, dos y tres puntas (como el de l como el de la izquierda), cuaderno de apuntes y lápiz. 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. Pregunte al estudiantado: ¿En todos los compuestos utilizó un ión y un catión? ¿En qué casos no fue así y qué hizo para completar el bloque?

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):

Tabla 1. Prefijos griegos utilizados en la nomenclatura sistemática Prefijos

Número

mono-

di-

tri-

tetra-

penta-

hexa-

hepta-

octa-

nona- (o eneá)

deca-

Prefijo hipo-

Sufijo -oso -oso -ico

Y cuando tiene cuatro se utilizan (de menor a mayor):

2. Nomenclatura stock o IUPAC: En este caso, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia, se indica en números romanos al final y entre paréntesis. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro átomo.

Prefijo Sufijo hipo- -oso -oso -ico per- -ico

114

COMPUESTOS INORGÁNICOS Química 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: Nomenc. sistemática

Nomenc. IUPAC

Nomenc. tradicional

monohidruro de potasio

hidruro de potasio

hidruro potásico

NiH3

trihidruro de níquel

hidruro de níquel (III)

hidruro niquélico

PbH4

tetrahidruro de plomo

hidruro de plomo (IV)

hidruro plúmbico

Ejemplo

 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: 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

Hidrácidos Son 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.

115

COMPUESTOS INORGÁNICOS Química Ejemplo en estado puro

en disolución

fluoruro de hidrógeno

ácido fluorhídrico

HCl

cloruro de hidrógeno

ácido clorhídrico

HBr

bromuro de hidrógeno

ácido bromhídrico

yoduro de hidrógeno

ácido yodhídrico

H2S

sulfuro de hidrógeno

ácido sulfhídrico

H2Se

seleniuro de hidrógeno

ácido selenhídrico

H2Te

telururo de hidrógeno

ácido telurhídrico

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

Nomenc. sistemática

Nomenc. IUPAC

Nomenc. tradicional

K2O

monóxido de dipotasio

óxido de potasio

óxido potásico

Fe2O3

trióxido de dihierro

óxido de hierro (III)

óxido férrico

Fe3O4

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. Ejemplo

Nomenc. sistem.

Nomenc. IUPAC

Nomenc. tradicional anhídrido hipofluoroso (excepción de la norma general de la nomenclatura tradicional)

F2O

monóxido de diflúor óxido de flúor

SO3

trióxido de azufre

Cl2O7

heptóxido de dicloro óxido de cloro (VII) anhídrido perclórico

óxido de azufre (VI) anhídrido sulfúrico

En el caso de los óxidos de nitrógeno, la nomenclatura tradicional es peculiar: N2O

óxido nitroso

óxido nítrico

N2O3

anhídrido nitroso

NO2

peróxido de nitrógeno

N2O5

anhídrido nítrico

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. 116

COMPUESTOS INORGÁNICOS Química 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-. Se nombran 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.

Cu Cr+3

FCuF2

O2-

Nombre del compuesto

Cr2O3

ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 15 minutos) 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.

117

COMPUESTOS INORGÁNICOS Química INTEGRACIÓN CON… GEOLOGÍA ¿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:

Figura 3. Etapas de formación del suelo con respecto al tiempo.

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. 118

COMPUESTOS INORGÁNICOS Química 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.

´ Figura 4. Intercambio catiónico entre la raíz y los coloides del suelo.

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 eventualmente 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.

119

COMPUESTOS INORGÁNICOS Química RESUMEN

Compuesto inorgánico: Cualquier sustancia en la cual dos o más elementos químicos, 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 ternario: Son sustancias químicas formadas por tres clases distintas de átomos. Compuesto cuaternario: Son compuestos formados por cuatro tipos de elementos diferentes. Nomenclatura química: sSistema de normas y reglas utilizado para nombrar, clasificar y escribir los compuestos químicos correctamente.

Compuesto binario: Constituidos por átomos de dos elementos distintos unidos entre sí mediante algún tipo de enlace.

Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte: 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 de http://www.chymist.com/Formula.pdf 4. Whitten, K., Davis, R. E., Peck, M.L., Stanley, G. (2008). Chemistry. CENGAGE Learning.

120

COMPUESTOS INORGÁNICOS Química ACTIVIDAD EVALUADORA 1. Determina el número de oxidación para el elemento subrayado en cada una de las siguientes fórmulas: a. BaCO3 b. PCl5 c. K2Cr2O7 d. ClO42. 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. CO c. AsF3 d. PH3

5. Completa la siguiente tabla: Fórmula AuH3 Na2O

N. sistemática

N. stock

N. tradicional

Hidruro de plomo (II) Monóxido de diflúor Cloruro férrico KBr

121

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.

INDICADORES DE LOGRO 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 utiliza 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 funciones de las biomoléculas.

PALABRAS CLAVE Hibridación, enlace sigma, enlace pi, aquiral, quiral, hidrocarburos, grupos funcionales, carbohidratos, proteínas, lípidos, ácidos nucleicos.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? Los compuestos orgánicos son los constituyentes principales de los productos que consumimos a diario, tanto naturales (azúcares, lípidos, etc.), como los productos sintéticos (plásticos, insecticidas, etc.). Además, los compuestos orgánicos forman parte de la composición de los organismos vivos con funciones relevantes como el ADN y las enzimas.

DESCRIPCIÓN La lección inicia explicando las hibridaciones que adquiere el carbono para poder enlazarse y formar la gran diversidad de compuestos orgánicos existentes. Luego, se enumeran las características generales de estos compuestos y se instruye en el estudio de estas moléculas en tres dimensiones. Se continúa con la clasificación de los compuestos orgánicos y los grupos funcionales que pueden poseer para finalizar reconociendo estos grupos en las Biomoléculas.

COMPUESTOS ORGÁNICOS Química 1. HIBRIDACIÓN DEL ÁTOMO DE CARBONO 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 bolitas 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.

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 utilizado en la fabricación de maquinarias y herramientas (Fig. 1).

pregúnteles ¿por qué son 4 electrones los que el titanio transfiere al carbono? Posteriormente proponga un nuevo caso, el del metano (CH4). Para ello solicite que cinco estudiantes pasen 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. Luego plantee las siguientes interrogantes ¿cómo podrían formar la molécula del metano si sólo poseen 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).

Figura 1. Materiales, repuestos automotrices o ambos, hechos de TiC.

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?

Pida a sus estudiantes que dibujen el diagrama de orbitales 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 luego

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.

123

COMPUESTOS ORGÁNICOS 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).

elaboren una estructura tridimensional de la molécula de metano (modelo molecular). Luego 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 encuentran 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, formando estructuras tetraédricas. Así, el metano poseerá ángulos de enlace de 109.5° (Fig. 4).

Pida a sus estudiantes que utilizando una bola de durapax negra (átomo de carbono), 4 blancas (átomos de hidrógeno) y palillos de dientes;

+ s

+ px

+ py

Pz Orbitales sp

Energía

Orbitales puros

Orbitales sp Estado de transición

Estado basal 3

Estado hibridado 3

Figura 3. Esquemas de hibridación sp del carbono. Arriba, proceso de hibridación de los orbitales puros para formar los orbitales sp . Abajo, representación de la promoción del electrón del subnivel 2s al 2p.

124

COMPUESTOS ORGÁNICOS Química Figura 4. Diferentes representaciones del metano (realizadas con orbitales sólidos y con límites por razones didácticas). El CH4 tiene geometría tetraédrica, al usar cuatro orbitales 3 híbridos sp que forman enlaces sigma con los cuatro átomos de hidrógeno.

Enlace C-H

Enlace 

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.

Energía

2s 2s

2px 2px

2py 2py

Orbitales sp

2px

2pz 2s 2s

Estado basal

2py

2pz Orbitales sp

Estado de transición

Orbital p puro

Estado hibridado

Figura 5. Esquemas de hibridación sp del carbono. Arriba se representa la combinación de los orbitales para formar los 2 orbitales híbridos sp 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.

125

COMPUESTOS ORGÁNICOS 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).

Enlace C-C

Enlace 

Mitad enlace 

Figura 6. Representaciones del eteno o etileno (C2H4). En este compuesto, los átomos de carbono poseen una hibridación sp , 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°.

Energía

2px

2py

Orbitales sp

2pz

2px

2py

2pz

2s Estado basal

Orbitales sp Estado de transición

Orbitales p puros

Estado hibridado

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. El solapamiento de estos 126

COMPUESTOS ORGÁNICOS Química cuatro orbitales p producirá dos enlaces pi (enlace triple) que se encuentran situados por encima y por debajo del enlace sigma (Fig.8).

4. Enlaces: El carbono tiene la capacidad de unirse mediante enlaces covalentes con otros átomos de carbono y, al mismo tiempo, con otros

Figura 8. Imágenes de diferentes representaciones del acetileno. En la primera se indica el ángulo de enlace de 180° y en las últimas dos se pueden observar el solapamiento de los orbitales p puros para formar los enlaces pi.

Confirme que los modelos realizados por los estudiantes posean la geometría y los orbitales puros realizados con el cartoncillo según corresponda.

2. CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS Los compuestos orgánicos son los que poseen un esqueleto base de enlaces carbono-carbono (C-C) y carbono-hidrógeno (C-H). Aunque hay muchas de estas sustancias formadas solo por átomos de estos dos elementos, también existen otras que contienen adicionalmente átomos de N, O, S, P y halógenos. A pesar de existir una gran variedad de compuestos orgánicos con características peculiares, todos poseen ciertas propiedades comunes como: 1. Combustibilidad: Los compuestos orgánicos generalmente son combustibles. Los derivados del petróleo, carbón y gas natural (llamados combustibles fósiles) arden, produciendo dióxido y monóxido de carbono, carbón, agua y gran cantidad de energía. 2. Densidad: Muchos compuestos orgánicos tienen menor densidad que el agua, por lo que flotan sobre ella. 3. Conductividad: Debido a que el enlace entre sus moléculas es covalente, las soluciones de los compuestos del carbono no se ionizan y, por tanto, no conducen la corriente eléctrica.

127

elementos, formando grandes cadenas de números ilimitados de átomos y, además, anillos de diversas formas. Esto hace posible la existencia de millones de compuestos orgánicos. Punto de fusión: Los compuestos orgánicos tienen puntos de fusión relativamente bajos. Solubilidad: Muchos compuestos orgánicos son insolubles en el agua, pero solubles en disolventes no polares, como hexano, benceno, éter o tetracloruro de carbono y acetona. Masa molecular: Las moléculas orgánicas son complejas debido a su alta masa molecular. Es el caso de los plásticos, carbohidratos, ácidos nucleicos (ADN), grasas, vitaminas, hormonas y otros. Por ejemplo, la masa molecular de una proteína oscila entre 12,000 y 100,000 uma, mientras que hay compuestos inorgánicos –como el ácido sulfúrico– cuya masa molecular es de 98 uma. Isomería: Una característica de los compuestos orgánicos es que dos o más compuestos diferentes pueden tener la misma fórmula molecular. Existen dos tipos principales de isomería: a. Isómeros constitucionales: son isómeros que difieren en su secuencia de enlaces, es decir, su conectividad o forma en que están conectados sus átomos. Esta característica juega un papel muy importante para determinar sus propiedades físicas y químicas.

COMPUESTOS ORGÁNICOS 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).

ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 30 minutos) 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.

Tabla 1. Diferencias estructurales entre el alcohol etílico y el éter dimetílico

Nombre

Alcohol etílico

Éter dimetílico

Fórmula molecular Fórmula semidesarrollada Fórmula estructural desarrollada (2D)

C2H6O

CH3CH2OH

CH3OCH3

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.

Estructura lineal Estructura 3D

Pregúnteles: ¿Qué objetos son superponibles (puesto encima del otro y que sean idénticos) con sus imágenes y cuáles no?

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 verán en la siguiente sección.

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.

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

Figura 9. Ejemplo de imágenes especulares no superponibles.

128

COMPUESTOS ORGÁNICOS 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, se consideran 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. B

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 comprobar su quiralidad.

Centros quirales Lo más frecuente (pero no lo único) que conduce a la quiralidad es que un átomo de carbono esté enlazado a cuatro grupos diferentes. Este se llama átomo de carbono asimétrico o átomo de carbono quiral. Sin rotar

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 espacial tal que tiene imágenes especulares no superponibles.

Con rotación de 180°

Figura 10. Estructuras de moléculas aquirales y quirales. A. el clorofluorbromometano, que es una molécula no superponible con su imagen especular aun cuando esta se rota 180° y B. el diclorofluormetano y su imagen especular.

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.

4. HIDROCARBUROS Estos son compuestos orgánicos que sólo poseen dos elementos, hidrógeno y carbono. Los hidrocarburos son derivados del petróleo y del gas 129

COMPUESTOS ORGÁNICOS 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 generados pertenecen a la familia de los alcanos y en ellos todos los enlaces son simples y se les conoce como hidrocarburos saturados. Se obtienen principalmente a partir de fuentes naturales, por

hidrocarburos que poseen un doble enlace carbonocarbono (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 (con igual número de

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

Met-

Metano

EtProp-

Etano

But-

Butano

Alqueno

Eteno

Pent-

Propano

Alquino

Etino (acetileno)

CH3-CH3 CH3-CH2-CH3

Pentano

Propeno 1-Buteno 1-Penteno

Propino 1-Butino 1-Pentino

ejemplo, por destilación del petróleo. Algunos ejemplos se muestran en la tabla 2 y cada uno, posee un nombre con terminación -ano.

átomos de carbono) por -eno; en el caso de los alquinos la terminación será -ino. Algunos ejemplos se observan en la tabla 2.

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.

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

Los primeros cuatro alcanos están en estado gaseoso, del alcano con 5 a 10 carbonos en la cadena; son líquidos y a partir de 11, se encuentran en estado sólido. Alquenos y alquinos Como se ha visto 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.

Figura 11. Diversas formas de representar al benceno (C6H6), compuesto base de los hidrocarburos aromáticos.

A la familia de los alquenos, pertenecen 130

COMPUESTOS ORGÁNICOS Química número de carbonos o el anillo bencénico (Ar) asociados a los grupos funcionales (grupos alquilo o arilo). ¿Qué son los octanos de las gasolinas? La gasolina es una mezcla de hidrocarburos volátiles que contiene cantidades variables de hidrocarburos aromáticos además de alcanos.

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”, ya que se produce de la fermentación de granos y hollejo de la uva o de otras frutas que contienen carbohidratos.

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 demasiado 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 índice de 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.

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 mucho 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.

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 con grupos especiales enlazados a este esqueleto. Estos grupos de átomos especiales se llaman grupos funcionales, pues representan la mayoría de sitios comunes donde se da la reacción química. La tabla 3 muestra los grupos funcionales más comunes, junto con ejemplos de cada uno. Note que, 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.

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, tiene un grupo alquilo y un átomo de

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

hidrógeno enlazados al grupo carbonilo.

131

COMPUESTOS ORGÁNICOS Química 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.

Este grupo es fuertemente polar por lo que compuestos de este tipo de cadena pequeña se disuelven 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.

Figura 12. Ácido butírico (C3H7COOH) presente en la mantequilla. Arriba a la derecha, la representación de este ácido en 3D y debajo, de manera lineal. Enmarcado en el cuadro está el grupo carboxilo.

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.

Ésteres Son compuestos orgánicos que se obtienen de la deshidratación de un ácido carboxílico con un alcohol, es decir, de la combinación de estos dos tipos 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 características de las frutas y flores.

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 da el olor a la mantequilla rancia y al queso parmesano (Fig. 12). 132

COMPUESTOS ORGÁNICOS 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).

Figura 14. La anilina es el representante más común y simple de la aminas y es utilizada en el proceso de teñido.

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 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.

133

COMPUESTOS ORGÁNICOS 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.

ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 30 minutos) ¿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.

6. BIOMOLÉCULAS Las biomoléculas, son sustancias sintetizadas solamente por los seres vivos y, debido a que son grandes, se les conoce también 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:

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. Pregunte al estudiantado: ¿Qué residuo quedó en los vasos luego que se evaporó todo el jugo? ¿En qué vaso hay mayor cantidad de residuo? ¿Por qué?

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”.

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.

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.

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).

Un monosacárido es un carbohidrato simple, que al hidrolizarlo no se descompone en otro carbohidrato.

134

COMPUESTOS ORGÁNICOS Química ¿Qué son las grasas trans? Hace ya varios años se ideó un método para transformar en sólido algunos aceites vegetales originalmente líquidos. Este método recibe el nombre de hidrogenación parcial. Este proceso cambia estructuras químicas de algunos ácidos grasos de los aceites y los transforma, dando como resultado un nuevo tipo de grasa con características físicas similares a la de la manteca. Esto es debido a que grasas con estructura química cis, luego de la hidrogenación, pasan a grasas con estructura química trans. En la configuración trans, grupos idénticos o semejantes unidos al doble enlace se encuentran en lados opuestos; mientras que en la configuración cis, a un mismo lado. 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.

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.

Este es el método utilizado para transformar un aceite vegetal en productos mundialmente conocidos como la margarina. Las grasas trans aparecen en cantidades importantes en infinidad de alimentos de consumo habitual como productos de panadería, helados, chocolates, turrones y golosinas, galletas, snacks (papitas, quesitos, dulces, etc.), cereales para desayuno, comidas preparadas (precocidas), aceites sometidos al calor (frituras). Es evidente que el avance de la industria alimentaria ha volcado a la población del mundo una variedad de alimentos cada vez más ricos e irresistibles. Sin embargo, junto con estos nuevos productos se ha multiplicado el porcentaje de consumo de grasas trans con innumerables consecuencias negativas sobre nuestra salud, ya que generan las enfermedades cardiovasculares al obstruir las arterias.

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.

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

Las grasas (sólidas) o aceites (líquidos) más frecuentes son una mezcla de triglicéridos con cantidades menores de otros lípidos. 135

COMPUESTOS ORGÁNICOS Química

Figura Estructura colesterol ejemplos alimentos los cuales encuentra presente.

18. del y de en se

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.

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.

Figura 17. Estructura general de los fosfolípidos, componentes principales de las membranas celulares.

 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

Los polipéptidos contienen muchos aminoácidos. Las proteínas son polipéptidos que ocurren naturalmente y contienen más de 50 aminoácidos 136

COMPUESTOS ORGÁNICOS 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.

ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 20 minutos) 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.

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.

Pregúnteles: ¿Qué sucedió en cada vaso? ¿Qué indica la formación de ese precipitado? ¿Por qué no sucedió nada con el agua?

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 en varios 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.

137

COMPUESTOS ORGÁNICOS Química especialmente a la formación de estructuras planas filamentosas, predominando la dimensión longitudinal, es decir, describe el plegamiento local de la cadena a través de las unidades estructurales que aparecen en las proteínas debido a la interacción de los aminoácidos por medio de puentes de hidrógeno.  Estructura terciaria: es la conformación tridimensional completa de la cadena polipeptídica. Las interacciones locales entre aminoácidos originan hélices α, hojas β u otras formas de estructura secundaria. Estos subconjuntos se organizan en dominios, que comprenden entre 30 y 150 aminoácidos, y que actúan a modo de unidades más o menos coherentes. La disposición geométrica de los dominios es lo que constituirá la estructura terciaria.  Estructura cuaternaria: solamente poseen este nivel aquellas proteínas formadas por varias cadenas polipeptídicas; se refiere a las diversas interrelaciones que pueden ocurrir entre dichas cadenas. Por causa del calor, por ácidos o bases o por otros agentes (sal, alcohol, etc.), la estructura cuaternaria de una proteína puede desenrollarse y formar enlaces que unen unas cadenas con otras, es decir, precipitar. Este cambio de estructura se conoce con el nombre de desnaturalización. Un ejemplo de este proceso se da cuando la clara de huevo cambia de consistencia y color al cocinarla, por efecto del calor.

Hélice α

Figura 20. Esquema de niveles de organización de las proteínas. Cada estructura se forma de acuerdo con las interacciones entre los aminoácidos. Las flechas indican cómo la cadena proteica va formando las diferentes estructuras.

Los ácidos ribonucleicos (ARN o RNA, por sus siglas en inglés) son moléculas más pequeñas, con pesos moleculares del orden de 20,000 a 40,000 uma. En tanto que los DNA se encuentran principalmente en el núcleo de la célula, los RNA se hallan en su mayoría fuera del núcleo, en el citoplasma, el material no nuclear encerrado por la membrana celular.

d. Ácidos nucleicos Los ácidos nucleicos son una clase de biopolímeros portadores de la información genética de los organismos. Los ácidos desoxirribonucleicos (ADN o DNA, por sus siglas en inglés) son moléculas enormes (Fig. 21) con pesos moleculares que fluctúan entre 6 millones y 16 millones de uma.

Los DNA guardan la información genética de la célula y regulan la producción de proteínas. Los RNA transportan la información almacenada por los DNA fuera del núcleo, hacia el citoplasma, donde esta información se utiliza para sintetizar proteínas. Los monómeros de los ácidos nucleicos, llamados 138

COMPUESTOS ORGÁNICOS Química nucleótidos, se componen de las unidades siguientes:  Una molécula de ácido fosfórico, H3PO4.  Un azúcar de cinco carbonos.  Una base orgánica nitrogenada.

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.

Las bases (representadas por las letras T, A, C y G) están unidas a los azúcares. Las dos cadenas se

Grupo fosfato

Azúcar

Bases nitrogenadas

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.

139

COMPUESTOS ORGÁNICOS 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.

140

COMPUESTOS ORGÁNICOS 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 CC. 141

COMPUESTOS ORGÁNICOS 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.

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. Morrison, R., Boyd, R. (1995). Química orgánica. USA: Addison Wesley. 3. Royal Society of Chemistry, Consultado en Julio 2011 de http://www.rsc.org/Education/Teachers/Resources/OnlineResourcesHome.asp 4. Schmid, G. H. (1996). Organic chemistry. USA: Mosby.

142

COMPUESTOS ORGÁNICOS Química ACTIVIDAD EVALUADORA Tabla 4. Bandas de absorción características de grupos funcionales. 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: 143

COMPUESTOS ORGÁNICOS Química a. b. c. d.

¿Qué hibridación posee el átomo de carbono unido al átomo de oxígeno en cada compuesto? ¿A qué familia de compuestos orgánicos pertenece cada compuesto de acuerdo con su grupo funcional? Identifica si cada compuesto posee algún centro quiral y si son moléculas quirales o aquirales. ¿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. 144

Lección 11. ECUACIONES QUÍMICAS

CONTENIDOS 1. Cambio químico. 2. Evidencias de que ocurre una reacción química. 3. Ecuación química.

INDICADORES DE LOGRO 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 a las 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.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? A nuestro alrededor suceden continuamente reacciones químicas, en los automóviles, en la cocina, en los laboratorios e inclusive en nuestro cuerpo. Por ello, es fundamental visualizar los cambios que ocurren en una reacción por medio de las ecuaciones químicas debido a que indican los reactivos que intervienen y los productos que se obtienen en el proceso. Asimismo, permite predecir cómo se llevará a cabo dicha reacción.

DESCRIPCIÓN La lección inicia recordando qué es un cambio químico, para introducir el tema de la reacción química y las evidencias que determinan que ha ocurrido. Las evidencias que se exhiben son mediante la observación de distintos factores. Una vez que es abordada dicha parte, se especifica que la reacción se representa mediante una ecuación química y se detallan las partes que la forman.

ECUACIONES QUÍMICAS Química

ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 5 minutos) 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 de trabajo 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?

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 iniciales cambian o se transforman en otras distintas, con propiedades diferentes.

¿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 agua lluvia, 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.

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).

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.

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.

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.

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.

A continuación, se presentan algunos: 146

ECUACIONES QUÍMICAS Química  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).

o algunas de las sustancias nuevas formadas son insolubles (Fig. 3). Nitrato de plomo II [Pb (NO3)2]

Yoduro de plomo II (PbI2)

Figura 2. Los cambios de color en las hojas de los árboles, son debidos a la descomposición de sus pigmentos.

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.

 Aparición de precipitado: Es señal de que una ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 15 minutos)

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 cucharada de cal (CaO). 1 taza de agua.

1 pajilla. 1 papel filtro o tela fina.

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?

 Desprendimiento de gas: Como resultado de una reacción química, emerge una nueva sustancia en estado gaseoso (Fig. 4). 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.

147

ECUACIONES QUÍMICAS Química ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 20 minutos) 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. 0.1g anilina en polvo (0.5 mL de pintura líquida). ¼ taza de agua.

1 vaso de vidrio transparente alto. ¾ taza de aceite incoloro. 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.



 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.

Absorción o liberación de energía: Son los cambios espontáneos de temperatura en la mezcla (Fig. 5).

Figura 6. La descomposición de los alimentos es un cambio químico que produce olores desagradables.

Figura 5. Los carburos alcalinotérreos reaccionan de forma exotérmica con el agua, originando acetileno (C2H2).

Las reacciones químicas se representan, mediante ecuaciones químicas.

148

ECUACIONES QUÍMICAS Química ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 15 minutos) REACCIÓN QUÍMICA-LIBERACIÓN DE ENERGÍA En esta actividad se comprobará el cambio de energía que implica la ocurrencia de una reacción química. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repártales los materiales que necesitarán. Pregúnteles: ¿han escuchado acerca de los calentadores sin flama? ¿Podría elaborarse un calentador sin necesidad de usar conexiones? ¿Saben cómo hacen las tropas militares para calentar sus alimentos de forma instantánea? Materiales 1 cucharada de limaduras de hierro (Fe). 1 bolsa plástica con cierre (tipo Ziploc®). 1 cucharada de agua.

¼ cucharadita de cloruro de sodio (NaCl). 1 cucharada de Poliestireno (Durapax®, hormigón u otro).

Procedimiento 1. Colocar el polvo de hierro, la sal y el aislante térmico en la bolsa plástica. Deberán cerrarla y agitar su contenido con el fin de mezclar los componentes. 2. Añadir a la bolsa el agua, cerrarla y agitarla suavemente para que se mezcle el contenido. 3. Sujetar la bolsa con las manos y anotar los cambios de temperatura. Pregúnteles: ¿qué percibieron? ¿La reacción química que se produce, libera (exotérmica) o absorbe (endotérmica) energía? ¿Cuál es la función del aislante térmico? ¿Qué aplicaciones podría tener esta reacción en la vida diaria?

ACTIVIDAD 5. (Tiempo: 5 minutos) REACCIÓN QUÍMICA-PRODUCCIÓN DE OLOR Al ponerse en contacto un huevo de gallina con vinagre se produce una reacción química, que libera un olor poco agradable, debido tanto al ácido acético (CH3COOH) que forma el vinagre como al acetato de calcio (Ca(CH3COO)2) formado, al salir al exterior. Forme grupos de tres estudiantes y repártales los materiales que utilizarán. Pregúnteles: ¿cuáles son las partes que constituyen un huevo de gallina? ¿Qué compuesto será el que le otorga la dureza a la cáscara? ¿A qué se deberá que en una reacción química se liberen olores? Materiales 1 huevo crudo de gallina. 1 frasco o vaso grande de vidrio transparente.

1 taza de vinagre (ácido acético (CH3COOH) al 5% v/v).

Procedimiento 1. Verter el vinagre dentro del vaso y colocar el huevo. 2. Dejar en reposo el huevo en el vinagre durante dos días. Observar. Preguntar: ¿qué sucedió al sumergir el huevo en la solución? ¿Detectan la producción de olor resultado de la reacción química? Investiga la reacción química que se ha llevado a cabo ¿cuáles son los reactivos y los productos? ¿Cuáles son las sustancias químicas responsables del burbujeo y producción del olor desagradable? ¿Qué apariencia posee el huevo al dejarlo dos días en reposo?

149

ECUACIONES QUÍMICAS Química 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.

¿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 decoloración o 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.

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).

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.

A continuación, se muestra un ejemplo señalando las partes de la ecuación:

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.

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 (Cr2O3) 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.

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”.

Al examinar una ecuación química, se puede saber con exactitud cuáles elementos son las sustancias que reaccionan y las sustancias que se producen.

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

150

ECUACIONES QUÍMICAS Química

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.

151

ECUACIONES QUÍMICAS Química ACTIVIDAD 6. (Tiempo: 20 minutos) 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. Materiales 1 semilla de maní. 1 tapón de corcho.

1 alfiler. 1 encendedor.

1 tubo de ensayo. 1 termómetro.

1 pinza de madera. 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 energía que 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.

152

ECUACIONES QUÍMICAS Química 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.

Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte: 1. ArgenBio por qué Biotecnología (2004). La Energía de una semilla de maní. Extraído en agosto de 2011 desde http://www.porquebiotecnologia.com.ar/educacion/cuaderno/ec_95_act.asp?cuaderno 2. El rincón de la Ciencia (s.f.) El rincón de los Experimentos. Experimentos de Química. Extraído en julio de 2011 desde http://centros5.pntic.mec.es/ies.victoria.kent/Rincon-C/Practica/practica2.html 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. 5. Phillips, J., Strozak, V., Williams, C. (2004) Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de 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://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Reacciones_quimicas.htm 7. Química Web (s.f.). Cambios químicos en la materia. Unidad Didáctica 6. Extraído en julio de 2011 desde http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_ccnn_2/tema6/index.htm 8. Universidad Autónoma de Guadalajara (2007). Estequiometría. Material. Extraído en julio de 2011 desde http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/t8.cfm

153

ECUACIONES QUÍMICAS Química ACTIVIDAD EVALUADORA 1. ¿Cuál de los siguientes fenómenos es un ejemplo de cambio químico?

a. Ebullición del agua. b. Fusión del hielo.

c. Evaporación de alcohol. 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. b. Conservación del color.

c. Emisión de gases. 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:

+ Calor

154

ECUACIONES QUÍMICAS Química

+ Calor

Una molécula de metano

Dos moléculas de oxígeno

Una molécula de dióxido de carbono

Dos moléculas de agua

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.

155

Lección 12. REACCIONES

QUÍMICAS

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 LOGRO 1. 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. IDetermina el pH por medio de indicadores. 7. Representa una reacción, 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.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? El ser humano se encuentra rodeado de diversas reacciones químicas como la corrosión de ciertos metales, la descomposición de la materia orgánica, etc., y muchos otros generados por él mismo, como la preparación de fertilizantes, la combustión de los derivados del petróleo, etc.; por ello, las reacciones químicas son importantes para el desarrollo de la vida. DESCRIPCIÓN La lección inicia explicando la nomenclatura de los compuestos inorgánicos ternarios ya que para el estudio de las reacciones químicas se hace elemental manejarlos. Seguidamente, se ha abordado la temática de la escala de pH para comprender la combinación de las bases, ácidos y sales así com, son las reacciones químicas. Finalmente, se trata los tipos de reacciones químicas: neutralización, redox, precipitación, combinación, desplazamiento sencillo y doble, y descomposición.

REACCIONES QUÍMICAS Química 1. NOMENCLATURA DE COMPUESTOS QUÍMICOS

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:

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.

( )

Fórmula química

Hidróxido de potasio

Nomenclatura tradicional

AgOH

Hidróxido de plata

Ca(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.

1. Función hidróxido o base: Están formados por la

unión del ión hidroxilo, hidróxido u oxidrilo (OH-) con un catión metálico. Así: (

)

Tabla 1. Ejemplos de hidróxidos.

Los compuestos ternarios están formados por tres elementos distintos y se clasifican, en: hidróxido, ácido oxácido y sal ternaria.

)

(

La Tabla 1 muestra ejemplos de hidróxidos con sus respectivos nombres, empleando la nomenclatura tradicional:

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.

(

()

) Hidróxido de zinc

Hidróxido de sodio

La formula general es: ( ) Donde indica el metal y el número de iones hidróxido (OH), que

Hidróxido cuproso

(

)

Hidróxido cúprico

ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 20 minutos) 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. 1 Frasco pequeño de vidrio de Gerber®. 1 Base de hierro o rocas (para sostener el bote de Gerber®). 1 g de óxido de calcio (CaO) (encuéntrelo en ferreterías o construcción).

Un Mechero de alcohol. Agua (cantidad necesaria).

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. 157

REACCIONES QUÍMICAS Química 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: 𝐶𝑎𝑂(𝑠) 𝐻 𝑂(𝑙)

𝐶𝑎(𝑂𝐻)

(𝑎𝑐)

𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟. 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.

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 Fórmula +

Na K

+ +

NH4

Mg Ca

Hg2

Hg Co

Ión litio

Ión sodio

Nombre iónico

Ión fluoruro

Ión cloruro

Ión bromuro

Ión yoduro

Ión amonio

Ión hidróxido

Ión cianuro

Ión calcio

ClO

Ión hipoclorito

Ión bario

ClO2

Ión clorito

Ión zinc

ClO3

Ión clorato

Ión cúprico o ión cobre (II)

ClO4

Ión perclorato

Ión mercurioso o ión mercurio (I)

CH3COO

Ión acetato

Ión mercúrico o ión mercurio (II)

MnO4

Ión permanganato

Ión cobaltoso o ión cobáltico

NO2

Ión nitrito

Ión niqueloso o ión níquel (II)

NO3

Ión nitrato

Ión plumboso o ión plomo (II)

Ión tiocianato

Ión óxido

2+ 2+ 2+ 2+

2+ 2+ 2+ 2+ 2+ 2+

3+ 3+

Ión plata

Carga iónica

Ión potasio

Fórmula

Nombre iónico

Carga iónica

Aniones comunes

Ión magnesio

SCN

Ión estannoso o ión estaño (II)

Ión ferroso o ión hierro (II)

Ión sulfuro

Ión férrico o ión hierro (III)

2SO4

Ión sulfato

Ión crómico o ión cromo (III)

3PO4

Ión fosfato

Ión aluminio

HCO3

Ión bicarbonato o ión hidrógeno carbonato

158

REACCIONES QUÍMICAS Química Tabla 3. Ejemplos de ácidos oxácidos.

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.

Fórmula química

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

Nomenclatura tradicional

HClO

Ácido hipocloroso

HClO2

Ácido cloroso

HClO3

Ácido clórico

HClO4

Ácido perclórico

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.

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:

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. Fórmula química

Número de oxidación del átomo central

Fórmula química

Número de oxidación del átomo central

H2SO3

Ácido sulfuroso

H2SO4

Ácido sulfúrico

HNO2

Ácido nitroso

HNO3

Ácido nítrico

H2SeO3

Ácido selenioso

H2SeO4

Ácido selénico

HBrO2

Ácido bromoso

HBrO3

Ácido brómico

Nomenclatura tradicional

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:

Nomenclatura tradicional

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.

159

REACCIONES QUĂ?MICAS QuĂmica ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 20 minutos) FORMACIĂ&#x201C;N DE UN Ă CIDO OXĂ CIDO: Ă CIDO CARBĂ&#x201C;NICO [H2CO3] Con esta actividad se obtendrĂĄ un ĂĄcido oxĂĄcido mediante la reacciĂłn de un anhĂdrido con agua. Forme grupos de tres o cuatro estudiantes y repĂĄrtales los materiales que necesitarĂĄn. PregĂşnteles: Âżalguna vez han probado la leche agria? ÂżHan tenido malestar estomacal despuĂŠs de haber comido demasiado? ÂżQuĂŠ han sentido cuando les pica una hormiga? ÂżQuĂŠ serĂĄ un compuesto ĂĄcido? ÂżQuĂŠ sustancias deberĂĄn hacerse reaccionar para obtenerlo? Materiales 2 g de carbĂłn. 1 Frasco de vidrio de GerberÂŽ con su tapadera. 1 base de hierro o rocas (para sostener el frasco de GerberÂŽ). 1 botella plĂĄstica transparente.

1 manguera de tres a cinco mm de diĂĄmetro. 1 cinta adherente tapagoteras. Mechero de alcohol (Actividad 1). Agua (cantidad necesaria).

Procedimiento 1. Realizar un agujero en la tapadera del frasco de GerberÂŽ a la medida del diĂĄmetro 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 carbĂłn en el bote y cerrarlo con su tapadera. 3. Llenar Âž de la botella plĂĄstica con agua e introducir el otro extremo de la manguera. 4. Poner el frasco de GerberÂŽ a la llama del mechero de alcohol. Observar. ÂżQuĂŠ sucediĂł? En el frasco de GerberÂŽ se produce una combustiĂłn y se obtiene diĂłxido de carbono (CO 2); el cual, es un anhĂdrido, en forma de gas. La producciĂłn de este gas se comprueba mediante el burbujeo del agua contenida en la botella plĂĄstica. La reacciĂłn quĂmica que se produce se presenta asĂ đ??ś(đ?&#x2018; ) đ?&#x2018;&#x201A; (đ?&#x2018;&#x201D;) đ??śđ?&#x2018;&#x201A; (đ?&#x2018;&#x201D;) . ÂżQuĂŠ sucediĂł? DespuĂŠs de aproximadamente cinco minutos, se obtiene un ĂĄcido oxĂĄcido por la reacciĂłn del anhĂdrido, ya antes obtenido, con el agua. Este ĂĄcido recibe el nombre de ĂĄcido carbĂłnico (H2SO3). La reacciĂłn quĂmica que se da se presenta mediante la ecuaciĂłn siguiente: đ??śđ?&#x2018;&#x201A; (đ?&#x2018;&#x201D;) đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;(đ?&#x2018;&#x2122;) đ??ť đ??śđ?&#x2018;&#x201A; (đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;?) PregĂşnteles: ÂżquĂŠ sucediĂł cuando se calentĂł la muestra contenida en el frasco de GerberÂŽ? ÂżCĂłmo se comprobĂł la formaciĂłn del anhĂdrido? ÂżCuĂĄl es la ecuaciĂłn que representa la reacciĂłn quĂmica de la formaciĂłn del anhĂdrido? (EspecĂfica el estado fĂsico de los compuestos) Indica la ecuaciĂłn que representa la reacciĂłn quĂmica de la formaciĂłn del ĂĄcido oxĂĄcido y especifica el estado fĂsico de los componentes.

3. FunciĂłn sal: Es el producto de la reacciĂłn entre

un ĂĄcido y una base. En esta reacciĂłn se forma una sal y agua, excepto cuando se combina un Ăłxido no metĂĄlico y un Ăłxido metĂĄlico. Se distinguen: la sal neutra, sal ĂĄcida, sal bĂĄsica y sal doble.

Sulfato de sodio

Estas sales ternarias son compuestos que resultan de reemplazar todos los hidrĂłgenos del ĂĄcido por el elemento metĂĄlico del hidrĂłxido. Hipoclorito de sodio

1. Sal neutra u oxisal: Son compuestos formados

por un hidrĂłxido y un oxiĂĄcido. La designaciĂłn que reciben las sales provienen del nombre del ĂĄcido oxĂĄcido que las origina.

Para nombrar una sal que deriva de un ĂĄcido cuyo nombre especĂfico termina en â&#x20AC;&#x201C;oso, se reemplaza por la terminaciĂłn â&#x20AC;&#x201C;ito. 160

REACCIONES QUÍMICAS Química se formen estas sales. La molécula de las sales ácidas une un metal y un radical negativo, pero entre ellos se halla el hidrógeno.

¿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).

Carbonato ácido de potasio o Bicarbonato de potasio

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.

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:

Análogamente, cuando el nombre específico del ácido 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 7. Ejemplo de sales ácidas. Fórmula química

KHCO3 Carbonato ácido de potasio/bicarbonato de potasio NaHSO4 Sulfato ácido de sodio/ bisulfato de sodio

Tabla 5. Nomenclatura de la sal neutra. Nombre del ácido Hipo –oso

3. Sal básica: Se obtienen cuando se sustituye de

Nombre de la sal neutra Hipo –ito

-oso

-ito

-ico

-ato

Per –ico

Per –ato

forma parcial los grupos hidroxilo (OH-) por los aniones de un ácido. (

Na3PO4 LiClO4 Mg(BrO)2

)

(

)

Carbonato básico de hierro (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.

Tabla 6. Ejemplo de sales neutras. Fórmula química

Nomenclatura tradicional

Nomenclatura tradicional Fosfato de sodio u ortofosfato de sodio Perclorato de litio 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.

(

)

( )

()

(

)(

)

()

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

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 161

REACCIONES QUÍMICAS Química denominarlos en el sistema tradicional son las mismas de las sales ácidas. (

)

( )

()

( )

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):

()

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?

()

Más básico

5 6 7 8

)

(

)

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).

Neutro

0 1 2 3 4

(

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-.

El pH es una medida de la acidez o alcalinidad. La escala 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). Más ácido

()

9 10 11 12 13 14

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 una unidad y otra atañe a un cambio de potencia de 10.

Figura 1. El científico alemán Richard Martín Willstätter (18721942) 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.

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.

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 162

REACCIONES QUÍMICAS Química ( [

) ] [ ]

[

]

Ácido

Ec. 1

Multiplicando por -1 a ambos lados de la ecuación, resulta (Ec. 2): [

]

Neutro

( )

Ec.3

[

]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): [

] [

]

] [ ] [

Bebidas gaseosas

Vino y cerveza

Café negro Agua lluvia

Orina humana Leche

Agua destilada

Agua de mar

Bicarbonato de sodio

Pasta dental Leche de magnesia

Amoníaco (NH3)

Lejía

Básico 14

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).

Ec. 5

]) [

]

Jugo de limón Vinagre

Si en la Ecuación 5, tomamos logaritmos decimales en ambos miembros, obtenemos lo siguiente: ([ [

Ec.2

La definición matemática para logaritmo base 10, es la siguiente (Ec. 3):

Entonces, si:

Ácido clorhídrico (HCl) Ácido de baterías

] [

Electrodo

] Pantalla digital Solución a medir el pH

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.

Botones de calibración Figura 3. Un pH-metro digital.

163

REACCIONES QUÍMICAS Química 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).

¿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 muy continuo daña la piel saludable al eliminar muchas capas de células.

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

Timolftaleína

Fenolftaleína

Rojo de metilo

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).

Amarillo de alizarina

Naranja de metilo

Azul de bromocresol

Amarillo de metilo

Azul de timol

Violeta de metilo

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).

9 8 7 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.

5 4 3 2

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.

Figura 5. Indicadores de uso muy frecuente en el laboratorio. La columna de color negro indica los valores de pH.

164

REACCIONES QUÍMICAS Química

ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 30 minutos) 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 de algunas 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 [C6H8O7]) 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?

Escala de pH

7.5

Reflexione lo siguiente: si fuera al parque nacional El Imposible y viera por primera vez animales que

13>

jamás había observado ¿cómo sabría si debería tenerle precaución o no? 165

REACCIONES QUÍMICAS Química 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 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.

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:

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). A

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.

)

Cl + Na

OH H2O Figura 8. A. En un principio se posee una mezcla de iones. Al + ocurrir la reacción de neutralización, B. los H3O reaccionan con

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

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.

ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 20 minutos) 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. 166

REACCIONES QUÍMICAS Química 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.

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.

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.

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.

( )

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+.

Fe2O3

Se llama reacción de oxidación a la reacción en la que un elemento pierde electrones. El elemento que Figura 9. Un clavo de hierro (Fe) se oxida (Fe2O3) cuando es expuesta al agua y al aire.

167

REACCIONES QUÍMICAS Química 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.

¿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.

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.

... :.

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.

:....:

(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.

El zinc se oxida durante la formación del óxido de zinc porque cada átomo de zinc metálico pierde dos

: ....:

[

]

.. ....:

Átomo de oxígeno, O 2+

Ión de zinc, Zn

Ión de oxígeno, O

Átomo de zinc, Zn 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)

..: : .. Enseguida se muestra la ecuación total balanceada (reducción)

de la reacción que se presentó al inicio del estudio de las reacciones redox: 168

REACCIONES QUĂ?MICAS QuĂmica

â?&#x;

( )

â?&#x17E;

( )

â?&#x;

ď&#x201A;ˇ Agente reductor: Es el compuesto partĂcipe de la reacciĂłn redox, capaz de reducir al otro compuesto y que a su vez, se oxida, AsĂ, el zinc es el elemento que se oxida y es el agente reductor.

â?&#x17E;

( )

â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;â&#x192;&#x2014;

ÂżQuĂŠ es un agente oxidante y un agente reductor? A continuaciĂłn, se presentan sus definiciones: ď&#x201A;ˇ Agente oxidante: Es el compuesto quĂmico que forma parte de la reacciĂłn redox que es capaz de oxidar al otro y que a su vez, se reduce.

Es decir: Se oxida a

( )

En la reacciĂłn del zinc con el oxĂgeno, el oxĂgeno es el elemento que se reduce; por ello es el agente oxidante:

Agente reductor

( )

Agente oxidante

Se reduce a

ACTIVIDAD 5. (Tiempo: 20 minutos) REACCIĂ&#x201C;N DE Ă&#x201C;XIDO -REDUCCIĂ&#x201C;N O REDOX Con esta reacciĂłn se demostrarĂĄ una reacciĂłn redox, a travĂŠs, 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 repĂĄrtales los materiales que utilizarĂĄn. PregĂşnteles: ÂżquĂŠ significa una oxidaciĂłn? ÂżEs un cambio quĂmico o fĂsico? ÂżCuĂĄles factores podrĂan intervenir en la oxidaciĂłn? ÂżCuĂĄles condiciones peligrosas pueden crearse si los edificios, aviones o puentes se corroen en sus estructuras metĂĄlicas? Materiales 1 cadena de plata (Ag) oscurecida. 2 cucharadas de bicarbonato de sodio (NaHCO3). 2 cucharadas de sal comĂşn (NaCl).

1 bandeja de aluminio poco profunda. Agua caliente (cantidad necesaria).

Procedimiento 1. Preparar una mezcla con el agua caliente, la sal y el bicarbonato de sodio en la bandeja de aluminio. 2. AĂąadir la cadena de plata en la mezcla y esperar durante unos minutos, para apreciar que la cadena recupera su brillo natural. ÂżQuĂŠ sucediĂł? La plata se oscurece debido a la formaciĂłn de sulfuro de plata (Ag2S) que se forma en su superficie producto de la reacciĂłn de la plata con compuestos de azufre del aire. Para eliminar el sulfuro de plata se necesita una reacciĂłn 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 ecuaciĂłn quĂmica que representa a la reacciĂłn quĂmica es 3đ??´đ?&#x2018;&#x201D; đ?&#x2018;&#x2020;(đ?&#x2018; ) đ??´đ?&#x2018;&#x2122;(đ?&#x2018; ) 3đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;(đ?&#x2018;&#x2122;) 6đ??´đ?&#x2018;&#x201D;(đ?&#x2018; ) đ??´đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;&#x201A; (đ?&#x2018; ) 3đ??ť đ?&#x2018;&#x2020;(đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;?) evidenciando que la plata se reduce y el aluminio se oxida. Asimismo, el bicarbonato de sodio reacciona con el H2S en una reacciĂłn de neutralizaciĂłn, de la siguiente manera: 3đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D;đ??ťđ??śđ?&#x2018;&#x201A; 3đ??ť đ?&#x2018;&#x2020;(đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;?) 3đ?&#x2018; đ?&#x2018;&#x17D;đ??ťđ?&#x2018;&#x2020;(đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;?) 3đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;(đ?&#x2018;&#x2122;) 3đ??śđ?&#x2018;&#x201A; (đ?&#x2018;&#x201D;)

169

(đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;?)

REACCIONES QUÍMICAS Química

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.

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).

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.

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).

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: AgCl

Figura 11. Se produce una reacción de precipitación al hacer reaccionar nitrato de plata (AgNO3) y cloruro de sodio (NaCl).

( )

()

( )

(

)

(

)

( )

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.

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 la formación de precipitados de magnesio y óxido de calcio.

Entre las reacciones de descomposición se tienen:

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.

( ) ()

170

( )

( ) ( )

( )

REACCIONES QUÍMICAS Química 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.

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 desplazamiento sencillo se tienen los siguientes ejemplos:

Entre las reacciones de doble desplazamiento 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 ACTIVIDAD 6. (Tiempo: 20 minutos) 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 (K2Cr2O7) 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 6+ 3+ que el etanol se oxida, los iones dicromato Cr , anaranjados, se reducen hasta iones Cr , de color azul-verde. El color que se produce 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?

171

REACCIONES QUÍMICAS Química ¿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?

RESUMEN

Ácido: Es un compuesto que al disociar en agua genera iones hidronio (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.

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.

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).

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+]).

172

REACCIONES QUÍMICAS Química Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte: 1. Andalucía Innova (2011) 100 Preguntas, 100 Respuestas. Especial Química. Extraído en agosto de 2011 desde http://www.andaluciainvestiga.com/espanol/revista/pdf/100PreguntasQuimica/100PreguntasQuimica.pdf 2. De Prada, F. y Martínez, J. (s.f.) Alcohol y alcoholímetros. Historia, fundamentos científicos y aplicación didáctica. Revista digital. Extraído en agosto de 2011 desde http://www.bg.profes.net/index.asp 3. Nieto, B. (2010) Práctica No. 1 “pH”. bas –quimika -gk. Extraído en agosto de 2011 desde http://basquimika-gk.blogspot.com/2010/11/practica-n-1-ph.html 4. Fundación Educativa Héctor A. García (s.f.) Nomenclatura química. Extraído en agosto de 2011 desde http://www.salonhogar.net/quimica/nomenclatura_quimica/indice.htm 5. Gómez, A., Osorio, R. (2004) Experimentos divertidos de química para jóvenes. Experimento 31 Nitrógeno en el cabello. Universidad de Antioquia. Medellín. Extraído en agosto de 2011 desde http://www.educarm.es/templates/portal/images/ficheros/etapasEducativas/secundaria/5/secciones/513/ contenidos/10263/experimentos_de_qumica.pdf 6. Nutrivea-es.com (2011) La Escala del pH. pHion. Extraído en agosto de 2011 desde http://www.nutriveaes.com/la_escala_del_ph.htm 7. Oxford University Press (2003). Diccionario de Química. España: Editorial Complutense. 8. Phillips, J., Strozak, V., Williams, C. (2004) Química. Colombia: McGraw Hill Interamericana Editores, S.A. de C.V. 9. Profesor en línea ¡Tu ayuda para las tareas!(s/f) ¿Qué es el pH? Registro N 188.540. Extraído en agosto de 2011 desde http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/PH2.htm 10. Skoool TM (2011) Reacciones de neutralización habituales. Extraído en agosto de 2011 desde http://media.educ.ar/skoool/quimica_y_fisica/reacciones_de_neutralizacion_habituales/index.html 11. Soubirón, E. (2005) La aplicación de las Situaciones Problemáticas Experimentales (SPE) como estrategia didáctica en el aprendizaje de la Química. Guía para el docente. Extraído en agosto de 2011 desde http://www.uruguayeduca.edu.uy/Userfiles/P0001/File/quimicalibro.pdf 12. Universidad del País Vasco (2011). Medida del pH. Biomoléculas. Extraído en agosto de 2011 desde http://www.ehu.es/biomoleculas/ph/medida.htm 13. Universidad de Antioquia (s.f.) Práctica 20. Eficiencia de los antiácidos. Extraído en agosto de 2011 desde http://docencia.udea.edu.co/cen/tecnicaslabquimico/02practicas/practica20.htm

173

REACCIONES QUÍMICAS Química ACTIVIDAD EVALUADORA ] aumentó. 1. Escribe los nombres que corresponden a cada c. La [ uno de los siguientes bases: 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

2. Escribe el nombre de los siguientes oxisales en la

nomenclatura tradicional: (

( (

)

) )

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.

3. Escribe las fórmulas correspondientes a cada uno

de los siguientes compuestos: a. Sulfuro de molibdeno (IV) b. Hipoclorito de potasio c. Ácido perbrómico d. Bicarbonato de calcio e. Hidróxido de magnesio f. Nitrato de mercurio (I) g. Sulfato de cromo (III) h. Bromato de calcio

6. El amoníaco (NH3) disuelto en agua genera la

reacción siguiente: (

)

()

(

)

(

Así ¿el amoníaco es una sustancia ácida o básica?

4. Al disolverse una sustancia X en agua, el pH

7. La picadura de abeja es ácida, mientras que la de

cambia de 7 a 4. Por lo tanto ¿cuál o cuáles de las alternativas son correctas? ] disminuyó. a. La [ ]aumentó. b. La [

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:

pH 1

a. b. c. d.

2 3 Jugo de limón

4 5 Jugo de tomate

7 Leche

8 Sangre

11 12 Detergente

Señale la aseveración correcta: El jugo de tomate es más ácido que el jugo de limón. El jugo de limón es más ácido que el jugo de tomate. La sangre es levemente más ácida que la leche. Los detergentes son más ácidos que los jugos.

9. Completa las siguientes reacciones, indicando su tipo y escribe el nombre de cada sustancia: ( ) (

(

( )

)

(

)

( )

(

)

(

)

( )

() (

174

)

(

)

Lección 13. REACCIONES TERMOQUÍMICAS

CONTENIDOS 1. Termoquímica. 2. Principio de conservación energía. 3. Calor de reacción. 4. Entalpía. 5. Ecuaciones termoquímicas.

INDICADORES DE LOGRO 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.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? La mayor parte de la energía de la cual dependemos, se obtiene de reacciones químicas; por ejemplo, la energía para que los autos se movilicen se obtiene de la quema de combustibles fósiles y las reacciones químicas dentro de las baterías. Otro ejemplo, es que por medio de los alimentos se produce la energía necesaria para mantener nuestras funciones biológicas. Dado que diferentes procesos químicos indispensables en nuestras vidas están relacionados con la energía, resulta importante estudiar cuáles de ellos necesitan energía para producirse y cuáles la generan.

DESCRIPCIÓN La lección inicia definiendo cómo la termoquímica estudia las variaciones de energía en los cambios de la materia. Luego, explica cómo el Principio de conservación de la energía rige estos cambios. Se diferencia que el calor absorbido o desprendido se llama calor de reacción y, a presión constante, entalpía. Finalmente, se muestra cómo escribir este valor energético dentro de una ecuación 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.

Figura 1. Esquema de entrada y salida de energía en el cuerpo humano mediante el metabolismo de los alimentos ingeridos.

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.

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).

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 de propano 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.

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

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 176

REACCIONES TERMOQUÍMICAS 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).

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).

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

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. 177

REACCIONES TERMOQUÍMICAS Química

ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 20 minutos)

ABSORCIÓN DE ENERGÍA Materiales 10 mL de ácido acético (vinagre), una bolsita de bicarbonato de sodio, dos vasos plásticos de 4 oz., un termómetro, una probeta de 10 mL o un recipiente medidor de volúmenes de cocina y una cuchara pequeña. Procedimiento 1. Colocar un poco de vinagre en un vaso de plástico para medir 10 mL de vinagre con la probeta y depositarlos en el otro vaso. Luego introducir el termómetro, leer la temperatura y anotarla. 2. Mientras el termómetro sigue en el vaso, adicionar media cucharada de bicarbonato de sodio y mezclar teniendo cuidado de no golpear el termómetro. 3. Observar el cambio en la temperatura en el termómetro y anoten al menos tres temperaturas (cuando se dé el primer cambio de temperatura, 15 s después de la primera y cuando la reacción termine). Pregunte: ¿cómo evidenció que se estaba dando una reacción química? ¿La temperatura disminuyó o aumentó cuando combinó los dos reactivos?

ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 20 minutos)

LIBERACIÓN DE ENERGÍA Materiales 10 mL de peróxido de hidrógeno (agua oxigenada), una bolsita de bicarbonato de sodio, dos vasos plásticos de 4 oz., un termómetro, una probeta de 10 mL o un recipiente medidor de volúmenes de cocina y una cuchara pequeña. Procedimiento 1. Medir 10 mL de agua oxigenada con la probeta y depositarlos en un vaso. Luego introducir el termómetro, leer la temperatura y anotarla. 2. Mientras el termómetro sigue en el vaso, adicionar media cucharada de bicarbonato de sodio y mezclar teniendo cuidado de no golpear el termómetro. 3. Observen el cambio en la temperatura en el termómetro y anoten al menos tres temperaturas (cuando se dé el primer cambio de temperatura, 15 s después de la primera y cuando la reacción termine). Pregunte: ¿Cómo evidenció que se estaba dando una reacción química? ¿La temperatura disminuyó o aumentó cuando combinó los dos reactivos?

Reacciones endotérmicas Cuando dos o más sustancias reaccionan y la temperatura de su mezcla decrece, y se absorbe energía de los alrededores, se llama reacción endotérmica (Fig. 4a). En este tipo de reacciones, es necesaria una mayor cantidad de energía para romper los enlaces de los reactivos que permitirán formar nuevos enlaces para generar los productos (Fig. 4b).

Algunos ejemplos de este tipo de reacciones son: cocinar los alimentos (desnaturalización de proteínas), fotosíntesis, recargar la batería de un teléfono celular, etc.

Reacciones exotérmicas Las reacciones en las cuales se libera energía en forma de calor se llaman reacciones exotérmicas (Fig. 5a). En ellas dos o más sustancias reaccionan y la 178

REACCIONES TERMOQUÍMICAS Química temperatura de su mezcla aumenta ya que se libera más energía cuando se forman los enlaces de los productos que la energía que requiere romper los enlaces de los reactivos (Fig. 5). Por ejemplo, procesos de combustión, pilas y baterías.

¿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 los músculos 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.

b) 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.

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.

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).

179

REACCIONES TERMOQUÍMICAS Química 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 las condiciones son de 25 °C y 1 atm de presión, se denomina variación de entalpía estándar (ΔH °).

las moléculas implica una disminución de su energía potencial y, por tanto, una mayor estabilidad de los productos frente a los reactivos.

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).

Figura 6. Representaciones gráficas del progreso de reacciones 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).

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 180

REACCIONES TERMOQUÍMICAS Química 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. Así, al quemar el gas propano para cocinar, la entalpía o calor de la reacción tendrá un valor negativo (Fig. 6).

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:

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).

C2H5OH (l) + 3O2 (g)  2CO2 (g) + 3H2O (l) + 1.367 KJ ó C2H5OH (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).

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.

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.

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 o reducen 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 181

REACCIONES TERMOQUÍMICAS 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.

ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 30 minutos) 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?

182

REACCIONES TERMOQUÍMICAS Química 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 reacción será 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 kJ 2NO2(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. Para ello, debe realizar el arreglo de una de las ecuaciones. No olvide las reglas de operaciones aritméticas elementales.

RESUMEN

183

REACCIONES TERMOQUÍMICAS Química Alrededores: Son el resto del universo externo al sistema.

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://www.middleschoolchemistry.com/lesso nplans/ 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.

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.

184

REACCIONES TERMOQUÍMICAS Química ACTIVIDAD EVALUADORA 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?

Productos

Reactivos Transcurso de la reacción.

185

Lección 14. CINÉTICA

QUÍMICA

CONTENIDOS 1. Velocidad de una reacción química. 2. Factores que afectan la velocidad de reacción química. 3. Ecuaciones de velocidad. 4. Mecanismos de reacción.

INDICADORES DE LOGRO 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. 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.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? La velocidad con la que se produce una reacción química y los factores que pueden alterarla son aspectos que ayudan a determinar los procesos tanto industriales como naturales; la mayoría de las reacciones químicas se ven influidas por factores que tienen la capacidad de disminuir o acelerar la velocidad con la que se producen las reacciones químicas. DESCRIPCIÓN La lección comienza explicando qué es cinética química y velocidad de reacción, cómo se puede determinar experimentalmente y cómo algunos factores podrían influir en ella para modificarla. Seguidamente se consideran los mecanismos de reacción, para explicar en detalle cómo es que se produce una reacción química; así como los términos asociados a ella: ecuaciones o leyes de velocidad, orden de reacción, molecularidad.

CINÉTICA QUÍMICA Química ACTIVIDAD 1. (Tiempo: 15 minutos) 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?

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.

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). 0s

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.

20 s

40 s

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).

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),

Expresión de la velocidad de reacción Antes de tratar cuantitativamente los efectos de la concentración sobre la velocidad de la reacción, 187

Concentración, mol /L

CINÉTICA QUÍMICA Química

Concentración inicial de A

es positivo y la velocidad de reacción para términos de B es:

Concentración final de B

[

Tiempo (t), s

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: ⁄

]

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.

Concentración, mol /L

[

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.

Concentración final de A Concentración inicial de B

]

C1, i C1, f

t1, i

C2, i C2, f

t1,f t2, i t2, f Tiempo (t), s 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

⁄

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 [ ] , 188

CINĂ&#x2030;TICA QUĂ?MICA QuĂmica hace reaccionar ĂĄcido clorhĂdrico (HCl) con una muestra de hidrĂłxido de sodio (NaOH) se observa que es muy rĂĄpida (instantĂĄnea); mientras que, la oxidaciĂłn del hierro bajo condiciones atmosfĂŠricas es una reacciĂłn lenta, que puede demorar aĂąos en generar una sustancia observable. Asimismo, hay sustancias que no reaccionan por sĂ solas y para que la reacciĂłn ocurra se debe adicionar un golpe de energĂa, como la reacciĂłn quĂmica que vemos muchas veces durante el dĂa, la del gas propano (CH3CH2CH3) de las cocinas con el oxĂgeno (O2), a la que debemos de agregar el chispazo de un fĂłsforo para encenderlo.

Resuelva mediante la participaciĂłn de sus estudiantes el siguiente ejercicio, con la finalidad determinar la expresiĂłn de velocidad en tĂŠrminos del cambio de la concentraciĂłn con el tiempo. PROBLEMA 1 Considere la reacciĂłn: đ??ť đ?&#x2018;&#x201D; + đ?&#x2018;&#x201A; đ?&#x2018;&#x201D; đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;đ?&#x2018;&#x2122; a) Exprese la velocidad de esta reacciĂłn en tĂŠrminos del cambio en la [đ??ť ], [đ?&#x2018;&#x201A; ] y [đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;] con el tiempo. b) Cuando la [đ?&#x2018;&#x201A; ] disminuye a 0.23 mol /L ÂżCuĂĄl es la velocidad a la que se incrementa la [đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;]?

Para medir en el laboratorio, la velocidad de una reacciĂłn es necesario seguir el cambio de alguna propiedad de una o del conjunto de las sustancias involucradas durante un cierto perĂodo 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 grisĂĄceo a rojo). En otros casos, se generan gases como el producto de la reacciĂłn, cuyo volumen se puede calcular a diferentes intervalos de tiempo. Por ejemplo, se puede determinar el volumen del diĂłxido de carbono (CO2) absorbido por una planta en la reacciĂłn de fotosĂntesis o el oxĂgeno (O2) que libera en dicho proceso, por unidad de tiempo. AsĂ, se podrĂa determinar la disminuciĂłn de la masa de estos objetos en el mismo tiempo, lo cual, darĂa la informaciĂłn de la velocidad con que se consume uno de los reactivos.

Estrategia: a) De los tres compuestos en la ecuaciĂłn se tomarĂĄ el O2 ya que su coeficiente estequiomĂŠtrico es 1. Por cada molĂŠcula de O2 que desaparece, asĂ lo hacen dos molĂŠculas de H2; entonces, la velocidad de disminuciĂłn de O2 es la mitad de la velocidad de disminuciĂłn de H2. Por motivos similares, vemos que la velocidad de disminuciĂłn del O2es la mitad que la velocidad de aumento del H2O. b) Debido a que el O2 disminuye, el cambio en su concentraciĂłn deberĂĄ ser negativo. Sustituimos el valor negativo [đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;]â &#x201E; dentro de la expresiĂłn y despejamos đ?&#x2018;Ą.

Paso 1. Obtener expresiĂłn de la velocidad de reacciĂłn en tĂŠrminos de cada componente:

La expresiĂłn matemĂĄtica para la velocidad de una reacciĂłn particular , donde y indica los coeficientes de la ecuaciĂłn balanceada, asĂ: [ ]

đ?&#x2018;&#x2030;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2018;

[đ??ť ] đ?&#x2018;Ą

[đ?&#x2018;&#x201A; ] đ?&#x2018;Ą

[đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;] đ?&#x2018;Ą

Paso2. Calcular la velocidad de cambio de [đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;]:

[ ]

En esta expresiĂłn, se consideran los valores de las velocidades de desapariciĂłn cambiados de signo, valores positivos de formaciĂłn y se dividen por sus coeficientes estequiomĂŠtricos. 189

[đ??ť ] đ?&#x2018;Ą [đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;] đ?&#x2018;Ą [đ??ť đ?&#x2018;&#x201A;] đ?&#x2018;Ą

[đ?&#x2018;&#x201A; ] đ?&#x2018;Ą [đ?&#x2018;&#x201A; ] đ?&#x2018;Ą đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ?&#x2018;Ľ 3 đ??ż đ?&#x2018;

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??ż đ?&#x2018;

CINĂ&#x2030;TICA QUĂ?MICA QuĂmica

Figura 4. MediciĂłn de la velocidad de reacciĂłn. A. Se aĂąadiĂł agua de bromo (Br2/H2O) a un tubo de ensayo que contenĂa hexano (C6H14). B. Se dejĂł en reposo durante un largo tiempo en presencia de luz. C. Al reaccionar,el agua de bromo se decolora.

Resuelva mediante la participaciĂłn de sus estudiantes el siguiente ejercicio, con el fin de determinar grĂĄficamente la forma que afecta la concentraciĂłn sobre la velocidad de reacciĂłn:

PROBLEMA 2 La Figura 1 representa el cambio de concentraciĂłn del reactivo A y del producto B, segĂşn la ecuaciĂłn general đ??´ đ??ľ . 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, la cantidad de moles de A es 0.30 y los moles de B son 0.70. a) Realice la grĂĄfica de concentraciĂłn de reactivo contra tiempo y la grĂĄfica de concentraciĂłn de producto contra tiempo y b) Estime la velocidad de consumo de A y la velocidad de formaciĂłn de B. Estrategia: Para efectuar ambas grĂĄficas tabule las concentraciones de A y B en los diferentes tiempos e ilĂşstrelo. Para hallar la velocidad de consumo de A y la velocidad de formaciĂłn de B se calcula la diferencia de concentraciĂłn al comenzar y al finalizar un perĂodo de tiempo ( đ??ś đ??śđ?&#x2018;&#x201C;đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2122; đ??śđ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2122; ). Divida entre el tiempo transcurrido. Paso 1. Tabular los valores proporcionados de las concentraciones de A y B en los diferentes tiempos y efectuar las grĂĄficas que ilustren el cambio de la concentraciĂłn de A y el cambio de la concentraciĂłn de B: Tiempo (s)

[A] (mol/ (L â&#x20AC;˘ s))

[B] (mol/ (L â&#x20AC;˘ s))

0.54

0.46

0.30

0.70

La concentraciĂłn de A disminuye en funciĂłn del tiempo mientras que la concentraciĂłn de B aumenta en funciĂłn del tiempo.

190

CINĂ&#x2030;TICA QUĂ?MICA QuĂmica Paso 2. En la expresiĂłn de velocidad de consumo de A, se introducen los valores dados en las variables de la relaciĂłn: [đ??´] đ?&#x2018;&#x2030;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2018; đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x203A;đ?&#x2018; đ?&#x2018;˘đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153; đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;&#x2019; đ??´ đ?&#x2018;&#x2030;đ??´ đ?&#x2018;Ą En el primer perĂodo de tiempo: 4

đ?&#x2018;&#x2030;đ??´

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; /đ??ż đ?&#x2018;

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??ż đ?&#x2018;

En el segundo perĂodo de tiempo: 3

đ?&#x2018;&#x2030;đ??´

4 đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; /đ??ż đ?&#x2018;

đ?&#x2018;&#x2030;đ?&#x2018;&#x2019;đ?&#x2018;&#x2122;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x2013;đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;&#x2018; đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;&#x2019; đ?&#x2018;&#x201C;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x;đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x17D;đ?&#x2018;?đ?&#x2018;&#x2013; đ?&#x2018;&#x203A; đ?&#x2018;&#x2018;đ?&#x2018;&#x2019; đ??ľ

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??ż đ?&#x2018; [đ??ľ] đ?&#x2018;Ą

đ?&#x2018;&#x2030;đ??ľ

En el primer perĂodo de tiempo: đ?&#x2018;&#x2030;đ??ľ

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; /đ??ż đ?&#x2018;

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??ż đ?&#x2018;

En el segundo perĂodo de tiempo: đ?&#x2018;&#x2030;đ??ľ

4 4

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; /đ??ż đ?&#x2018;

đ?&#x2018;&#x161;đ?&#x2018;&#x153;đ?&#x2018;&#x2122; đ??ż đ?&#x2018;

Es posible determinar que la velocidad de consumo de A disminuye a medida transcurre el tiempo; ya que decrece la concentraciĂłn de A. Mientras que, la velocidad de formaciĂłn B disminuye a medida transcurre el tiempo. ACTIVIDAD 2. (Tiempo: 20 minutos) VELOCIDAD DE UNA REACCIĂ&#x201C;N QUĂ?MICA Con esta actividad se demostrarĂĄ que no todas las reacciones transcurren a igual velocidad; ya que, algunas son lentas y otras rĂĄpidas como una explosiĂłn. Se organizarĂĄn equipos de tres o cuatro estudiantes y se les repartirĂĄn los materiales que necesitarĂĄn. PregĂşnteles ÂżLas reacciones quĂmicas se producen a la misma velocidad? ÂżLa fotosĂntesis, las reacciones nucleares, las explosiones de combustibles, la oxidaciĂłn de una reja de hierro, la erosiĂłn de una piedra caliza por reacciĂłn con la lluvia ĂĄcida, entre otros, son reacciones rĂĄpidas (instantĂĄnea) o lentas? Materiales 3 vasos plĂĄsticos transparentes. 3 tabletas efervescentes. 1 cuchillo y tabla para cortar.

Agua (cantidad necesaria). 1 medidor de volĂşmenes de cocina. 1 cronĂłmetro.

Procedimiento 1. Llenar los vasos plĂĄsticos 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 Ăşltima, 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 anotarĂĄn en una tabla Tableta vs tiempo (s). PregĂşnteles: ÂżquĂŠ concluyes con respecto al fraccionamiento de las tabletas? ÂżExiste alguna relaciĂłn entre el tamaĂąo de las partĂculas con el tiempo que se requiriĂł para que pudieran reaccionar? ÂżQuĂŠ podrĂa hacerse para que el tiempo transcurrido sea aĂşn menor? ÂżY para conseguir que se tarde un poco mĂĄs? 191

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.

cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo.

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.

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.

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).

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.

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

 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 192

CINÉTICA QUÍMICA Química colisiones, aumentando la velocidad de reacción (Fig. 7).

naturaleza del reaccionante es una constante y no una variable.

Figura 7. Una lámina de zinc (Zn) en una solución de sulfato de cobre (II) (CuSO4) reacciona más lento que el zinc en polvo.

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.

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 de contacto) y no el tronco completo.

¿Qué concentración de ácido clorhídrico (HCl) reacciona rápidamente 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.

 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 ACTIVIDAD 3. (Tiempo: 25 minutos)

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 naturaleza en la velocidad de reacción; por medio de la reacción del bicarbonato de sodio (NaHCO 3) presente en una tableta de AlkaSeltzer® con agua para formar ácido carbónico (H2CO3), 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 1. 1Tableta de Alka-Seltzer®. 1 cuchillo, cronómetro. 5 mL de ácido acético (vinagre, CH3COOH). 2.

Agua (cantidad necesaria). 2 vasos plásticos transparentes. 2 goteros plásticos. 193

CINÉTICA QUÍMICA Química 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?

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 evitar que se descompongan pronto.

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 sustancias llamadas 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, la reacción se produce rápidamente, tal como indica el burbujeo a medida que el oxígeno escapa de la solución.

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 e incrementar 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 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.

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 194

CINÉTICA QUÍMICA Química ACTIVIDAD 4. (Tiempo: 30 minutos) 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 tenedor metálico. 4 recipientes con profundidad. 1 regla, cronómetro. 1 mechero

1 bote de peróxido de hidrógeno (50mL) (agua oxigenada, H2O2). 5 vasos plásticos transparentes. 1 hornilla o parrilla eléctrica u otra fuente de calor*. Agua (cantidad necesaria).

Experimento 1 Procedimiento 1. 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 (H 2O2) 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 2 Procedimiento 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 o cuáles podrían ser tus conclusiones?

ACTIVIDAD 5. (Tiempo: 15 minutos) 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?

195

CINÉTICA QUÍMICA Química Materiales 1 terrón de azúcar mediano. 1 mechero de alcohol (Actividad 4).

Pinzas de madera (para sujetar la ropa). 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 nuestro organismo? Justifica la siguiente afirmación “...Cualquier ser vivo es semejante a una máquina térmica que es capaz de regenerar sus propias piezas…”.

3. ECUACIÓN DE VELOCIDAD

depende de la temperatura. Por ejemplo, para la siguiente reacción:

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 ecuación de velocidad, es la siguiente: [

] [

]

Orden de una reacción En 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.

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 que estos deben determinarse de forma experimental; los cuales, pueden ser números enteros positivos y negativos, el cero o fracciones.

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):

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

4 196

[

]

CINÉTICA QUÍMICA Química Posee el exponente de 1 en [N2O5], lo que implica que la reacción es de primer orden con respecto al N2O5. Si se duplicara la concentración del N2O5, la

velocidad de la reacción se duplica. O si reduce a la mitad; la velocidad también se reduce a la mitad.

Resuelva mediante la participación de sus estudiantes los siguientes ejercicios, con la finalidad de conocer la forma en que se emplea k y la velocidad de reacción: PROBLEMA 3 Considere la siguiente reacción: +

Se sabe que al poner a reaccionar, en el momento en que la concentración de H2O2 es de 0.007M, la de KI es de -2 0.005M y la de HCl sea de 0.02M; la rapidez de reacción es 3x10 M/s. Además, el orden de reacción del H2O2 y KI son 1, y la del HCl es 0 (determinados de forma experimental). Ahora, calcule la constante de proporcionalidad: Estrategia: Una ecuación de velocidad consta de tres partes: una velocidad, una constante de velocidad (k) y los términos de concentración. Cuando se conocen dos de ellos (en este caso: las concentraciones y la velocidad de reacción), se puede calcular el tercero. Paso 1. Obtener expresión de la ecuación de velocidad de reacción: 1

[

] [

]

Paso 2. Se despeja la constante de proporcionalidad, k / [

][

]

Paso 3. Introduciendo los valores dados para todas las variables de la relación, se obtiene: 3

/ /

7 4

PROBLEMA 4 A partir del resultado del Problema 1 y manteniendo la misma temperatura, pero con concentraciones para H2O2 de 0.02 M, KI de0.025 M y HCl de 3 M. Obtenga la velocidad de reacción: Paso 1. Introduciendo los valores dados para todas las variables de la relación, se obtiene: [

][

7 4 4 7

] / 197

CINÉTICA QUÍMICA Química 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?

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. 198

CINÉTICA QUÍMICA Química Enzima: Proteína que ejerce como catalizador en las reacciones biológicas químicas.

potencias a la que se eleva las concentraciones es el orden total de la reacción.

Orden de reacción: En la expresión de la ecuación de velocidad de una reacción química, la suma de las

Velocidad de reacción: Cantidad de sustancia que se consume o se produce por unidad de tiempo.

Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte: 1. Andalucía Innova (2011) 100 Preguntas, 100 Respuestas. Especial Ciencia Cotidiana. Junta. Consultado en octubre 2011 de http://www.andaluciainvestiga.com/revista/pdf/100p100cienciacotidianaweb.pdf 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://www.educarchile.cl/Userfiles/P0001/File/velocidad_de_reacc_estudi.pdf 5. Educarchile. El portal de la educación (s/f) Cinética química. Fichas temáticas. Consultado en diciembre de 2011en http://www.educarchile.cl/Portal.Base/Web/VerContenido.aspx?ID=133178 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 2011en http://www.ciencia-ahora.cl/Revista13/VelocidadReaccion.pdf 8. Ramos, T. (2009) Factores que modifican la velocidad de una reacción. CESLAS. Nivel Secundario. Colegio Ignacio Zaragoza. Consultado en octubre de 2011en ancyriosceslas09.blogspot.com/2009/07/factores-quemodifican-la-velocidad-de.html 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://www.rena.edu.ve/TerceraEtapa/Quimica/ReaccionesQuimicas.html 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://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/reacciones/concentra.htm

199

CINÉTICA QUÍMICA Química ACTIVIDAD EVALUADORA -4

1. De los enunciados siguientes, especifica ¿uál o

10 mol/L. La constante de velocidad es 1.9 L/

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.

(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: +

2. De los enunciados, indica las correctas:

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)?

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 el mecanismo de reacción.

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.

3. Si se desea que el proceso de reacción entre la 9. El monóxido de carbono se quema generando

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.

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 velocidad [ ][ ]. Por lo para esta reacción es 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?

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

200

Lección 15. ESTEQUIOMETRÍA

CONTENIDOS 1. Concepto de estequiometría. 2. Leyes ponderales. 3. Ecuaciones químicas. 4. Cálculos estequiométricos.

INDICADORES DE LOGRO 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.

¿POR QUÉ ES IMPORTANTE? A lo largo del día, contamos y medimos constantemente diferentes tipos de objetos, como cuando cocinamos, compramos, trabajamos, etc. En química, es importante poder cuantificar, con la mayor exactitud, la cantidad de productos que se pueden obtener a partir de la materia prima que se ingresa a un determinado proceso. Solo de esta manera puede hacerse más eficiente la labor de todas las empresas que desarrollan procesos químicos.

DESCRIPCIÓN La lección inicia definiendo qué es la estequiometría y su utilidad, para luego explorar sus bases en las tres leyes ponderales. Después, se retoma el tema de las ecuaciones químicas, específicamente, su balanceo mediante el método del tanteo. Finalmente, se utiliza la información proporcionada por una ecuación balanceada para realizar cálculos estequiométricos.

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.

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.

ACTIVIDAD 1. (Tiempo aproximado: 30 minutos) ¿CAMBIA EL PESO?

Sin embargo, sus estudiantes se preguntarán ¿para qué nos sirve la estequiometría?

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.

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.

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.

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.

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.

202

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:

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: 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.

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).

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.

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: 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.

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

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, 203

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.

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.

ACTIVIDAD 2. (Tiempo aproximado: 45 minutos) BALANCEANDO A medida desarrolla el contenido Balanceo de ecuaciones por tanteo, llevará a cabo esta actividad con el estudiantado. 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.

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).

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 y finalmente el Mg.

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.

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.

1. Traducción del proceso. Si la reacción es descrita y no se presenta como ecuación, hay que traducir 204

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:

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: ( )

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.

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.

Tomando en cuenta las indicaciones anteriores puede resolver: _HCl(g) + _O2(g)  _H2O(l) + _Cl2(g)

Pregúnteles ¿Están balanceados todos los átomos? ¿Por qué? ¿Qué coeficiente hay que cambiar para balancear todos los elementos?

_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)

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:

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.

3. Comprobación. Después de balancear y ajustar los coeficientes, siempre hay que asegurarse que la ecuación está balanceada: )

(

( )

Cuando el coeficiente es 1 no se indica en la ecuación.

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:

(

( )

)

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

4. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS Una ecuación balanceada contiene información cuantitativa relacionada con las sustancias 205

ESTEQUIOMETRÍA Química individuales; en otros términos, las cantidades de los reactivos y los productos involucrados en términos de moles,

1 mol de C3H8 es equivalente estequiométricamente a 4 moles de H2O

C3 H8 C3 H8 5 m l m lé l C3 H8 5 m lé l 44.09 C3 H8 60

3C 4H 3m l C 3 m lé l 3 .03 C

m l

4m l H 4 m lé l 7 .06 H

Figura 1. Información obtenida a partir de la ecuación balanceada de la combustión del gas propano.

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.

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.

Este tipo de equivalencias se usan para crear factores 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

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 1 mol de C3H8 es equivalente estequiométricamente a 3 moles de CO2 206

10.

11.

12.

ESTEQUIOMETRÍA Química 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. 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. 0m l =

5m l 4m l

.5 m l

n m

b. ¿Cuántos moles de CO2 se producen a partir de 3 moles de C3H8?

Utilizando el factor #4 podrán resolver de la siguiente manera: 3m l

C3 H8 ×

=9m l

3m l m l

C C3 H8

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

. m l

m l C3 H8 44.09 × 5m l m l

C3 H8 = 0.58 C3 H8

C3 H8

H = 0. 7 m l C3 H8

b. ¿Cuántos moles de H2O se obtienen a partir de 3 g de C3H8? 3

C 3 H8 ×

m l 44.09

C3 H8

4m l m l

207

ESTEQUIOMETRÍA Química 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 7

m l 44.0

C C

5m l 3m l

3 .0 m l

= 8.48

b. ¿Cuántos gramos de CO2 se obtienen si ya se produjeron 10 g de H2O? El PM del H2O es 18.015 g/mol 0

m l 8.0 5

H H

3m l 4m l

C H

44.0 m l

C C

= 3.05

¿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 orgánica 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.)

208

ESTEQUIOMETRÍA Química RESUMEN

Balanceo de ecuaciones: Consiste en colocar los coeficientes (número de moléculas) necesarios para que el número total de átomos de cada elemento sea el mismo a ambos lados de la ecuación. Ecuación química: Representación simbólica de una reacción química. Estequiometria: Se refiere a la conversión entre moles y gramos de reactivos y productos que se consumen, se producen respectivamente o ambos, en una reacción química. Factor de conversión (relación estequiométrica): Relaciones o proporciones existentes entre las distintas sustancias que intervienen en la reacción química. Leyes ponderales: Leyes generales que rigen las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas. Método del tanteo: Consiste en intentar con varios coeficientes hasta encontrar el que deje a la ecuación balanceada. Mol: Es la cantidad de sustancia que contiene 6.022 x 1023 entidades elementales de dicha sustancia.

Si desea enriquecer más su conocimiento, consulte: 1. Instituto de Educación Secundaria I.E.S. “Al-Ándalus”, Tema 1. Naturaleza de la materia. Consultado en octubre de 2011 de http://www.iesalandalus.com/joomla3/images/stories/FisicayQuimica/FQ1B/fq1bt1_naturaleza_materia. pdf 2. Instituto de Educación Secundaria I.E.S. “Al-Ándalus”, Tema 4. Reacciones químicas. Consultado en octubre de 2011 de http://www.iesalandalus.com/joomla3/images/stories/FisicayQuimica/FQ1B/fq1bt4_reacciones_quimicas .pdf 3. Mora, V., Cabrera, M., Salazar, J. (2010). Química 2: Bachillerato. México: ST Editorial. 4. Petrucci, R., Harwood, W., Herring, F. ( 2003). Química General. Madrid: Prentice Hall. 5. Sildeberg, M. (2002). Química. México: McGraw Hill.

209

ESTEQUIOMETRÍA Química ACTIVIDAD EVALUADORA 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.

210

CREDITOS DE FOTOGRAFIA

Sitios web de imágenes 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

Wikimediacommons.org, imágenes bajo licencia CC BY-SA 3.0 http://goo.gl/GXli0 Corbisimages.com, imágenes bajo términos Royalty Free http://goo.gl/WhXgC Inmagine.com, imágenes bajo términos Royalty Free http://goo.gl/d3jEa Public-domain-image.com, imágenes de dominio publico bajo licencia CC0 1.0 http://goo.gl/BaLIH Openclipart.org, imágenes de dominio publico bajo licencia CC0 1.0 http://goo.gl/BaLIH Recursostic.educacion.es, imágenes bajo licencia CC BY-NC-SA 3.0 ES http://goo.gl/X4Ya8 Sciencephotolibrary.com, imágenes bajo términos Royalty Free http://goo.gl/tYNKa

Viceministerio de Ciencia y Tecnología Gerencia de Educación en Ciencia Tecnología e Innovación

Este material de Autoformación e Innovación Docente es un esfuerzo del Gobierno de El Salvador (Gestión 2009-2014) para desarrollar y potenciar la creatividad de todos los salvadoreños y salvadoreñas, desde una visión que contempla la Ciencia y la Tecnología de una manera “viva” en el currículo nacional, la visión CTI (Ciencia, Tecnología e Innovación).