Química general

QUÍMICA general

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QUÍMICA general

Morris Hein • Susan Arena • Cary Willard

Laura García • Sugeheidy Carranza • Leticia Flores

Traducción

Rosa Díaz Sandoval

Doctora en Ciencias y traductora profesional

Revisión técnica

Adela Verónica González Pérez

Saida Mayela García Montes Universidad Autónoma de Nuevo León

Química general

Primera edición

Morris Hein, Susan Arena, Cary Willard, Laura Imelda García

Ortiz, Sugeheidy Yaneth Carranza

Bernal, Leticia Flores Moreno

Directora Higher Education

Latinoamérica:

Lucía Romo Alanís

Gerente editorial Latinoamérica:

Jesús Mares Chacón

Editora:

Cinthia Chávez Ceballos

Coordinador de manufactura:

Rafael Pérez González

Diseño de portada:

Karla Paola Benítez García

Imagen de portada: © Zamurovic Brothers / Shutterstock.com

Karen Stephanie Medina Ramírez

© D.R. 2023 por Cengage Learning Editores, S.A. de C.V., una Compañía de Cengage Learning, Inc.

Colonia Ampliación Sinatel, Delegación Iztapalapa, Ciudad de México, C.P. 09479. Cengage Learning® es una marca registrada usada bajo permiso.

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Esta es una adaptación del libro Fundamentos de química, primera edición de Morris Hein, Susan Arena y Cary Willard. Publicado por Cengage Learning con ISBN 978-607-570-160-8, traducido del libro Foundations of college chemistry, 16th Edition de Morris Hein, Susan Arena y Cary Willard. Publicado en inglés por John Wiley & Sons, Inc. © 2022 ISBN 978-1-119-76815-9

Hein, Morris, Susan Arena, Cary Willard, Laura Imelda García Ortiz, Sugeheidy Yaneth Carranza Bernal, Leticia Flores Moreno Química general. Primera edición.

ISBN: 978-607-570-170-7

Visite nuestro sitio web en: latam.cengage.com

Se extiende un especial agradecimiento al director de la FIME, el Dr. Arnulfo Treviño Cubero y al subdirector Académico, el Dr. Fernando Banda Muñoz, por su apoyo para la realización de esta obra.

Se extiende una especial felicitación a los ganadores del concurso “100 Fimeños Dijeron”, quienes demostraron un alto dominio de conocimiento en ciencias básicas:

Carlos David Alipi García

Roberto Emilio Carranza Montiel

Jesús Alejandro Gracia Arzola

David Sol Morales Barrón

Miguel Ángel Onofre Báez

Alan Alejandro Rodríguez Chapa

Estefanía Lizbeth Tapia Fragoso

Linda Valeria Vázquez Morín

MORRIS HEIN obtuvo su doctorado en la University of Colorado, Boulder. Fue profesor emérito de química en el Mt. San Antonio College, donde impartía regularmente el curso preparatorio de química y química orgánica. Fue el autor original de Fundamentos de química, y su nombre se ha convertido en sinónimo de claridad, precisión meticulosa y un enfoque paso a paso que los estudiantes pueden seguir. Morris falleció a nes de 01 y trabajó activamente en nuestros textos hasta el nal. Echaremos de menos su visión aguda y su atención al detalle.

SUSAN ARENA obtuvo una licenciatura y una maestría en química en la California State University-Fullerton. Ha enseñado ciencias y matemáticas en todos los niveles, incluyendo secundaria, preparatoria, colegio comunitario y universidad. En la University of Illinois desarrolló un programa para aumentar la retención de minorías y mujeres en ciencias e ingeniería. Este programa se centró en el uso del aprendizaje activo y la enseñanza por pares para alentar a los estudiantes a sobresalir en ciencias. Ha coordinado y dirigido talleres y programas para profesores de ciencias desde la primaria hasta la universidad que fomentan y apoyan el aprendizaje activo y las técnicas creativas de enseñanza de las ciencias. Durante varios años fue directora de un centro educativo del Institute for Chemical Education (ICE) en el sur de California. Además de Fundamentos de química, es coautora de Introduction to General, Organic and Biochemistry, 10th Edition. A Susan le gusta leer, tejer, viajar, los autos clásicos y la jardinería en su tiempo libre cuando no está jugando con sus nietos.

CARY WILLARD recibió su licenciatura en química del California State Polytechnic Institute, Pomona, y su doctorado de la University of California, Davis. Enseñó química en el rossmont College en El Cajon, California durante más de 0 años. Sus mayores éxitos son los estudiantes que se enfrentan a la química con miedo a la materia y que van descubriendo que la química es realmente divertida. Su interés en compartir la emoción de la ciencia con la comunidad dio como resultado que el Grossmont College organizara un Festival de Ciencias, múltiples decatlones de Ciencias, modelos de vuelo en aviones y competencias de robótica. Cary también es miembro del comité directivo BE WiSE (por sus siglas en inglés, Better Education for Women in Science and Engineering, que signi ca Mejor Educación para Mujeres en Ciencia e Ingeniería) y trabaja con el grupo para compartir la emoción de la investigación cientí ca con una nueva generación de mujeres jóvenes. Cary actualmente es decano de instrucción en Los Angeles Trade Technical College. En su tiempo libre a Cary le gusta explorar el sur de California tanto a pie como en su kayak.

Contenido breve

1 La materia 3

2 Enlaces químicos: formación de compuestos a partir de átomos 13

3 Composición cuantitativa de los compuestos 32

4 Ecuaciones químicas 45

5 Cálculos a partir de ecuaciones químicas 67

6 Disoluciones 98

7 Ácidos, bases y sales 137

8 Oxidación-reducción 165

9 Termoquímica 187

10 Equilibrio químico 211

11 Estado gaseoso de la materia 233

APÉNDICES 264

GLOSARIO 283

ÍNDICE 286

Unidad I Introducción a la química

1 La materia 3

1.1 La naturaleza de partículas de la materia 4 Estados físicos de la materia 4

1.2 Clasificación de la materia 6

Capítulo 1 Revisión 9

Preguntas de repaso 9

Ejercicios en pares 10

Ejercicios adicionales 11

Respuestas a los ejercicios de práctica 12

2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos 13

2.1 El enlace iónico: transferencia de electrones de un átomo a otro 14

2.2 Predicción de fórmulas de compuestos iónicos 19

2.3 El enlace covalente: compartición de electrones 20

2.4 Enlace metálico: el mar de electrones 22

Teoría del mar de electrones 23

Modelo de bandas 23

Capítulo 2 Revisión 25

Preguntas de repaso 26

Ejercicios en pares 26

Ejercicios adicionales 28

Ejercicios de reto 29

Respuestas a los ejercicios de práctica 29

Unidad II Estequiometría

3 Composición cuantitativa de los compuestos 32

3.1 El mol 33

3.2 Masa molar de compuestos 37

Capítulo 3 Revisión 41

Preguntas de repaso 41

Ejercicios en pares 41

Ejercicios adicionales 43

Respuestas a los ejercicios de práctica 44

4 Ecuaciones químicas 45

4.1 La ecuación química 46

Conservación de la masa 47

4.2 Escribir y balancear ecuaciones químicas 47

Información en una ecuación química 52

4.3 ¿Por qué ocurren las reacciones químicas? 53

4.4 Tipos de ecuaciones químicas 54

Reacción de síntesis (combinación) 54

Reacción de combustión 54

Química en acción Envenenamiento por CO: un asesino silencioso 55

Reacción de descomposición 56

Reacción de desplazamiento simple 56

Reacción de doble desplazamiento 57

Capítulo 4 Revisión 60

Preguntas de repaso 61

Ejercicios en pares 62

Ejercicios adicionales 65

Ejercicios de reto 66

Respuestas a los ejercicios de práctica 66

5 Cálculos a partir de ecuaciones químicas 67

5.1 Introducción a la estequiometría 68 Una breve revisión 68

5.2 Cálculos mol-mol 70

5.3 Cálculos mol-masa 73

5.4 Cálculos masa-masa 74

Química en acción Una tecnología de encogimiento 76

5.5 Calor en reacciones químicas 77

5.6 Reactivo limitante y cálculos de rendimiento 80

Capítulo 5 Revisión 85

Preguntas de repaso 87

Ejercicios en pares 88

Ejercicios adicionales 91

Ejercicios de reto 94

Respuestas a los ejercicios de práctica 95

Unidad III Soluciones

6 Soluciones 98

6.4 Concentración de soluciones 105

Soluciones diluidas y concentradas 106

Solución de porcentaje en masa 106

Porcentaje en masa/volumen (m/v) 108

Porcentaje en volumen 108

Molaridad 108

Problemas de dilución 112

6.5 Molalidad, normalidad y fracción molar 113

Molalidad 113

Normalidad 115

Fracción molar 117

6.6 Propiedades coligativas de las soluciones 119

Química en acción La cucharada del helado 123

6.7 Ósmosis y presión osmótica 124

Estudio de caso | ¿El agua puede matar? Explorando los efectos de la ósmosis 126

Capítulo 6 Revisión 128

Preguntas de repaso 130

Ejercicios en pares 131

Ejercicios adicionales 134

Ejercicios de reto 136

Respuestas a los ejercicios de práctica 136

7 Ácidos, bases y sales 137

7.1 Ácidos y bases 138

Química en acción Administración de fármacos: un problema ácido-base 141

Reacciones ácidas 142

Reacciones básicas 142

7.2 Sales 142

Química en acción Una efervescencia fresca 143

7.3 Electrolitos y no electrolitos 144

Disociación e ionización de electroitos 144

Electrolitos fuertes y débiles 146

Ionización del agua 148

7.4 Introducción al pH 149

7.5 Neutralización 151

7.6 Escritura de ecuaciones iónicas netas 154

Química en acción Los corales oceánicos amenazados por el aumento de los niveles de CO2 atmosférico 156

Capítulo 7 Revisión 157

Preguntas de repaso 158

Ejercicios en pares 159

Ejercicios adicionales 161

Ejercicios de reto 162

Respuestas a los ejercicios de práctica 162

Unidad IV Electroquímica

8 Oxidación−reducción 165

8.1 Número de oxidación 166

Oxidación-reducción 169

8.2 Balanceo de ecuaciones redox iónicas 170

8.3 Serie de actividad de los metales 173

8.4 Michael Faraday y la electrólisis 175

Galvanoplastia 176

Capítulo 8 Revisión 177

Preguntas de repaso 178

Ejercicios en pares 179

Ejercicios adicionales 181

Ejercicios de reto 183

Respuestas a los ejercicios de práctica 184

Unidad V Termoquímica

9 Termoquímica 187

9.1 Sistemas, alrededores y universo 188

9.2 Tipos de reacciones 189

9.3 Calorimetría 189

Calor específico 189

Capacidad calorífica 190

9.4 Introducción a la termodinámica 192

Energía 192

Ley cero de la termodinámica 193

Primera ley de la termodinámica 193

9.5 Entalpía 193

Entalpía de formación 194

Entalpía de reacción 197

Combustión 197

Entalpía de neutralización 197

9.6 Ley de Hess 197

Segunda ley de la termodinámica 200

9.7 Entropía 200

9.8 Procesos espontáneos y no espontáneos 201

9.9 Energía libre de Gibbs 202

9.10 Energía libre y equilibrio químico 203

Capítulo 9 Revisión 204

Preguntas de repaso 206

Ejercicios adicionales 206

Respuestas a los ejercicios de práctica 208

Unidad VI Equilibrio y cinética química

10 Equilibrio químico 211

10.1 Velocidades de reacción 212

10.2 Equilibrio químico 213

Reacciones reversibles 213

10.3 Principio de Le Châtelier 215

Efecto de la concentración sobre el equilibrio 215

Efecto del volumen sobre el equilibrio 217

Efecto de la temperatura sobre el equilibrio 219

Efecto de los catalizadores sobre el equilibrio 220

Química en acción Nuevas formas de combatir las caries y evitar el taladro 221

10.4 Constantes de equilibrio 222

10.5 Constante de producto iónico para el agua 223

Capítulo 10 Revisión 225

Preguntas de repaso 226

Ejercicios en pares 227

Ejercicios adicionales 228

Ejercicios de reto 230

Respuestas a los ejercicios de práctica 230

Unidad VII Gases

11 El estado gaseoso de la materia 233

11.1 Propiedades de los gases 234

Medir la presión de un gas 234

Dependencia de la presión con el número de moléculas y la temperatura 236

Química en acción Lo que sabe la nariz 237

11.2 Ley de Boyle 238

11.3 Ley de Charles 241

11.4 Ley de Avogadro 244

11.5 Ley combinada de los gases 246

Relaciones mol-masa-volumen de los gases 248

11.6 Ley del gas ideal 249

La teoría cinético-molecular 251

Gases reales 252

11.7 Ley de las presiones parciales de Dalton 252

Química en acción Calidad del aire 254

11.8 Densidad de los gases 255

Capítulo 11 Revisión 256

Preguntas de repaso 258

Ejercicios en pares 259

Ejercicios adicionales 261

Ejercicios de reto 263

Respuestas a los ejercicios de práctica 263

APÉNDICES 264

1 Revisión de matemáticas 264

2 Unidades de medida 273

3 Presión de vapor de agua a varias temperaturas 275

4 Tabla de solubilidad 276

5 Respuestas a ejercicios seleccionados 277

GLOSARIO 283

ÍNDICE 286

Prefacio

Química general presenta la química como un tema moderno y vital, y se diseñó para hacer accesible la química introductoria a todos los estudiantes principiantes. El enfoque central es hacer que la química sea interesante y comprensible para los estudiantes, y enseñarles las habilidades de resolución de problemas que requerirán. Al preparar esta nueva edición consideramos los comentarios y sugerencias de estudiantes e instructores para diseñar el contenido reforzando las explicaciones claras y la resolución de problemas paso a paso. Hemos tratado especialmente de relacionar la química con la vida real de nuestros estudiantes a medida que desarrollamos los principios que forman la base del estudio posterior de la química y para brindarles las habilidades para resolver problemas y la práctica necesaria en sus estudios futuros. Hemos agregado Estudios de caso a muchos de los capítulos para alentar a los instructores a involucrar a sus alumnos en este estilo de aprendizaje.

Química general, 1a edición, está destinada a estudiantes que nunca han tomado un curso de química o aquellos que han tenido una interrupción signi cativa en sus estudios pero planean continuar con la secuencia de química general. Desde sus inicios este libro ha ayudado a de nir el curso preparatorio de química y ha desarrollado una audiencia mucho más amplia. Además de la química preparatoria, nuestro texto se usa ampliamente en cursos de propósito general de un semestre (como los de campos de la salud aplicada) y en cursos para carreras no cientí cas.

Desarrollo de habilidades para resolver problemas

Todos queremos que nuestros estudiantes desarrollen habilidades reales para resolver problemas. Creemos que una clave para el éxito de este texto es el hecho de que nuestro enfoque de resolución de problemas funciona para los estudiantes. Es un proceso paso a paso que enseña el uso de unidades y muestra la conversión de una unidad a la siguiente. Hemos utilizado este enfoque de resolución de problemas en nuestros ejemplos a lo largo del texto para alentar a los estudiantes a pensar durante cada problema. En esta edición usamos ejemplos para incorporar habilidades matemáticas fundamentales, notación cientí ca y cifras signi cativas. Incluimos recuadros de estrategia de resolución de problemas en el texto para resaltar los pasos necesarios para resolver problemas de química. Se ha tenido mucho cuidado para mostrar cada paso en el proceso de resolución de problemas y utilizar estos pasos para resolver los problemas de ejemplo. Continuamos usando cuatro cifras signi cativas para las masas atómica y molar por consistencia y para redondear las respuestas adecuadamente. Hemos sido meticulosos al brindar respuestas correctamente redondeadas para los estudiantes que tienen di cultades con las matemáticas.

Fomentar las habilidades de los estudiantes La actitud juega un papel fundamental en la resolución de problemas. Alentamos a los estudiantes a aprender que un enfoque sistemático para resolver problemas es mejor que la simple memorización. A lo largo del libro enfatizamos el uso de nuestro enfoque para la resolución de problemas a n de animar a los estudiantes a pensar cada problema. Una vez que hemos sentado las bases de los conceptos, destacamos los pasos para que los estudiantes puedan localizarlos fácilmente. Las reglas y ecuaciones importantes se destacan para enfatizar y facilitar la referencia.

Práctica del estudiante Los problemas de práctica siguen los ejemplos del texto con las respuestas al nal del capítulo. Al terminar cada capítulo aparece una Revisión del capítulo y una sección de Preguntas de repaso que ayudan a los estudiantes a repasar términos y conceptos clave, así como el material presentado en las tablas y guras. A estas secciones le siguen Ejercicios en pares que cubren conceptos y ejercicios numéricos donde se presentan dos ejercicios similares uno al lado del otro. La sección titulada Ejercicios adicionales incluye más problemas de práctica presentados en un orden más aleatorio. La sección nal de ejercicios se titula Ejercicios de reto y contiene problemas diseñados para ampliar la comprensión de los conceptos por parte del estudiante e integrar conceptos de otros capítulos.

PRÁCTICA 7 . 7

Una muestra de 0.0 mL de HCl requirió 1 mL de a H 0.1 0 M para la neutralización. ¿Cuál es la molaridad del ácido?

PRÁCTICA 7 . 8

Escriba la ecuación iónica neta para 3 H S(ac) Bi( 3)3(ac) Bi S3(s) H 3(ac)

Problemas de práctica

Estrategia de resolución de problemas

Para escribir y balancear una ecuación química

Identi que la reacción Escriba una descripción o ecuación de palabras para la reacción. Por ejemplo, consideremos que el óxido de mercurio(II) se descompone en mercurio y oxígeno.

óxido de mercurio(II) ⟶ mercurio + oxígeno Δ

Estrategia de resolución de problemas

Organización

Química general es una adaptación del libro Fundamentos de química, 1a. edición de Hein, Arena y Willard. Las profesoras investigadoras Laura Imelda García rtiz, Sugeheidy aneth Carranza Bernal y Leticia Flores Moreno en conjunto con las revisoras técnicas Adela Verónica González Pérez y Saida Mayela García Montes realizaron una cuidadosa selección del contenido para cubrir el programa de estudios de la materia de Química general de la Facultad de Ingeniería Mecánica (FIME) de la Universidad Autónoma de uevo León.

El libro está organizado de la siguiente manera. La unidad I es la introducción a la química, los capítulos 1 y ponen énfasis en la materia y los enlaces químicos. En el capítulo se integró un nuevo tema, el enlace metálico. La unidad II, compuesta por los capítulos 3, y , profundiza en la composición cuantitativa de los compuestos, en las ecuaciones químicas y en los cálculos a partir de estas. Al nal del capítulo se añadieron ejercicios de estequiometría para cubrir la práctica requerida en el programa de estudios.

Los capítulos 6 y 7 son parte de la unidad III, la cual profundiza en disoluciones y también en ácidos, bases y sales. Al capítulo 6 se le ha sumado el tema sobre molalidad, normalidad y fracción molar. La unidad IV habla de la electroquímica y se han incluido los temas electrodisposición y la ley de Faraday con sus correspondientes problemas y ejercicios. La unidad V se enfoca en la termoquímica y está integrada por el capítulo 9, el cual fue desarrollado por las profesoras desde hace un par de ediciones. Es tal la trascendencia de este capítulo, que se mantiene vigente para cubrir las necesidades de dicha unidad.

La unidad VI contiene el capítulo 10 con el tema de equilibrio y cinética química y, por último, la unidad VII se centra en describir las propiedades de los gases. Cabe destacar que los temas y ejercicios que se han agregado a la obra han sido desarrollados de manera inédita por las profesoras investigadoras de FIME.

Novedades en esta edición

En esta edición hemos tratado de construir sobre las fortalezas de las ediciones anteriores. Hemos revisado los materiales de nal del capítulo y cambiamos un porcentaje de los ejercicios. Continuamente nos esforzamos por mantener el material al mismo nivel para que los estudiantes puedan leer y usar fácilmente el texto y el material complementario para aprender química. Con un enfoque en la resolución de problemas, el compromiso de los estudiantes y la claridad, algunos de los cambios especí cos se destacan a continuación:

EJEMPLO

7 . 5

¿Cuál es la molaridad de cada ion en una solución de (a) aCl .0 M y (b) K S 0. 0 M? Suponga una disociación completa.

Solución

a. De acuerdo con la ecuación de disociación,

NaCl H2O→ Na +(ac ) +Cl (ac )

1 mol1 mol1 mol

la concentración de a+ es igual a la de aCl:

1 mol de aCl 1 mol a+ y la concentración de Cl también es igual a la de aCl. Por lo tanto, las concentraciones de los iones en aCl .0 M son a+ .0 M y Cl .0 M

b. De acuerdo con la ecuación de disociación,

K 2SO 4 H2O→ 2 K +(ac ) +SO 4 2−(ac )

1 mol 2 mol1 mol

la concentración de K+ es del doble que la de K S y la concentración de SO 4 2− es igual a la de

K S . Por lo tanto, las concentraciones de los iones en K S 0. 0 M son K+ 0. 0 M y SO 4 2− 0. 0 M

PRÁCTICA 7 . 5

¿Cuál es la molaridad de cada ion en una solución de (a) MgCl 0.050 M y (b) AlCl3 0.070 M?

Se han actualizado los recuadros de Química en acción. Se han agregado nuevos casos de estudio a los capítulos para permitir que los instructores utilicen este método de instrucción para sus estudiantes. Estos estudios de caso brindan una oportunidad para que los estudiantes trabajen en equipos y apliquen los conceptos y la información que han estudiado a una nueva situación.

Las fotos se han actualizado a lo largo del texto.

Ayudas de aprendizaje

Para ayudar al estudiante principiante a ganar la con anza necesaria para dominar el material técnico, hemos perfeccionado y mejorado una serie de ayudas de aprendizaje: Objetivos de aprendizaje resaltan el concepto que se enseña en cada sección. Estos objetivos están vinculados a Ejemplos, Problemas de práctica, Ejercicios de revisión y Ejercicios para ayudar al estudiante a dominar cada módulo de concepto y objetivo.

Los términos importantes se resaltan en negritas donde se de nen. Todos los términos clave listados en la Revisión del capítulo también se de nen en el Glosario

Los ejemplos resueltos muestran a los estudiantes cómo resolver problemas utilizando Estrategias de resolución de problemas y Mapas de soluciones antes de que se les pida que aborden los problemas por su cuenta.

Los Problemas de práctica permiten el refuerzo inmediato de una habilidad que se muestra en los problemas de ejemplo. Las respuestas se proporcionan al nal del capítulo para alentar a los estudiantes a veri car su resolución de problemas de inmediato.

Las anotaciones al margen ayudan a los estudiantes a comprender los conceptos básicos y las técnicas de resolución de problemas. Estas se destacan con la palabra TA en un recuadro azul para distinguirlas claramente del texto principal.

Ayudas para el aprendizaje: Habilidades matemáticas Para estudiantes que puedan necesitar ayuda con los aspectos matemáticos de la química, las siguientes ayudas para el aprendizaje están disponibles:

Una Revisión de matemáticas que cubre las funciones básicas se proporciona en el apéndice 1.

Agradecimientos

Los libros son el resultado del esfuerzo colaborativo de muchas personas talentosas y dedicadas. En particular, queremos agradecer a nuestra editora sénior, Jennifer ee, quien condujo el proyecto con paciencia y perseverancia, y a nuestra editora gerente, Trish McFadden, quien nos guio día con día. Agradecemos a Ranjith atarajan, nuestro editor de fotografías, por encontrar nuevas fotos para agregar interés a las páginas de nuestro texto. También agradecemos a nuestra especialista sénior en operaciones de producción del curso, Ashley Patterson, quien nos mantuvo encaminados y logró que la producción

Revisores

e frey Allison, Austin Community College

Jeanne Arquette, Phoenix College

Rebecca Broyer, University of Southern California

Michael Byler, Community College of Philadelphia

Kevin Cannon, Penn State Abington

Rong Cao, Community College of Allegheny City

Ken Capps, College of Central Florida

Charles Carraher, Florida Atlantic University

Jing i Chin, Su fol County Community College

Loretta Dorn, Fort Hays State University

Robert Eves, Southern Utah University

Mitchel Fedak, Duquesne University

Paul Fox, Danville Community College

Erick Fuoco, Richard J. Daley College

Amy Grant, El Camino College

Tamara Hanna, exas ech ubboc

Chris Hamaker, Illinois State University

Claudia Hein, Diablo Valley College

Donna Iannotti, Brevard Community College

Crystal Jenkins, Santa Ana College

Jodi Kreiling, University of ebras a at Omaha

Kara Kuvakas, Brandman University

Julie Larson, Bemidji State University

Anne Lerner, Santa Fe College

Lauren McMills, Ohio University-Main Campus

Mitchel Millan, Casper College

Timothy Minger, Mesa Community College

Ralph Morasch, Pierce College

Rajiv arula, SUNY Canton

Alexander azarenko, SUNY Bu falo State

Franklin , East LA City College

funcionara sin problemas. os gustaría agradecer a Lumina por apoyar nuestras revisiones en esta edición. Agradecemos al ational Center for Case Study Teaching in Science por proporcionarnos los estudios de caso originales que pudimos adaptar para usar en nuestro texto.

Estamos agradecidos por los muchos comentarios útiles de colegas y estudiantes que a lo largo de los años han hecho posible este libro. Esperamos que continúen compartiendo sus ideas de cambio con nosotros, ya sea directamente o a través de nuestro editor. uestro más sincero agradecimiento a los siguientes revisores que tuvieron la amabilidad de leer y brindar sus comentarios profesionales.

Ethel (April) usu- ukunya, Santa Fe College

Fumin Pan, Moha Valley Community College

David Peitz, Wayne State College

Sharadha Sambasivan, Su fol Community College

Hussein Samha, Southern Utah University

Mary Shoemaker, Pennsylvania State University-University Par

Lee Silverberg, Penn State-Schuyl ill

Gabriela Smeureanu, Hunter College

Anne Marie Sokol, SUNY Bu falo State

Sunanda Sukumar, Albany College of Pharmacy

Paris Svoronos, QCC of Cuny

Susan Thomas, University of Texas-San Antonio

Sergey Trusov, Oxnard College

Elaine Vickers, Southern Utah University

Loretta Vogel, Ocean County College

Li en u, Inver Hills Community College

Karl Wallace, University of Southern Mississippi

Alan Zombeck, Delta College

Arumugasamy Elangovan, Pierce College Puyallup

Daudi Bogonko, College of the Sequoias

Iraj ejad, Mt. San Antonio College

Jeannine Christensen, Moraine Valley Community College

Laurie Lemons, Atlantic Cape Community College

Murali Panen, Luzerne County Community College

Sharadha Sambasivan, Su fol Community College

Somnath Sarkar, University of Central Missouri

Tara Hayes, Sheridan College-Davis

Timothy Su, City College of San Francisco

iyan Bai, Houston Community College, Central Campus

También deseamos agradecer a los instructores del Colegio Comunitario Central de Piedmont, campus Central y campus Levine; del Colegio Grossmont y de la Universidad de Ha ái Manoa, por su ayuda y comentarios.

UNIDAD I

1 La materia

2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

La materia

¿Sabe cómo se crean los hermosos y complicados espectáculos de fuegos arti ciales? ¿Alguna vez se ha preguntado cómo una pequeña plántula puede convertirse en un tallo de maíz más alto que usted en una sola temporada? Quizá le hayan fascinado las llamas de una chimenea en una velada romántica mientras cambian de color y de forma. Los colores espectaculares de la aurora boreal que se muestran en la ilustración superior son el resultado de la química en nuestra atmósfera. Y piense además en su consuelo cuando dejó caer un recipiente y descubrió que era de plástico, no de vidrio. Estos fenómenos son el resultado de la química que ocurre a nuestro alrededor todo el tiempo. Los cambios químicos nos traen hermosos colores, calidez, luz y productos para que nuestras vidas funcionen mejor. Comprender, explicar y utilizar la diversidad de materiales que encontramos a nuestro alrededor es de lo que se trata la química.

CONTENIDO DEL CAPÍTULO

1.1 La naturaleza de partículas de la materia

1.2 Clasificación de la materia

Nataliia Korzhenevska/Shutterstock

FIGURA 1.1 Un tubo de ensayo en apariencia vacío se sumerge en agua con la boca hacia abajo. Solo un pequeño volumen de agua sube al tubo, que en realidad está lleno de materia invisible: aire.

La naturaleza de partículas de la materia

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Describir las características de la materia, incluidos los estados de la materia.

Todo el universo consiste en materia y energía. Todos los días entramos en contacto con innumerables tipos de materia. El aire, la comida, el agua, las rocas, la tierra, el vidrio y este libro son todos tipos diferentes de materia. En términos generales, la materia es cualquier cosa que tenga masa y ocupe un espacio.

La materia puede ser bastante invisible. Por ejemplo, si un tubo de ensayo en apariencia vacío se sumerge con la boca hacia abajo en un vaso de precipitados con agua, el agua sube solo un poco hacia el interior del tubo. El agua no puede subir más porque el tubo está lleno de materia invisible: aire ( gura 1.1).

Para el ojo macroscópico, la materia parece ser continua e ininterrumpida. Estamos impresionados por la gran diversidad de la materia. Dadas sus muchas formas, es difícil creer que a nivel microscópico toda la materia esté compuesta de partículas fundamentales discretas y diminutas llamadas átomos ( gura 1.2). Es en realidad sorprendente comprender que las partículas fundamentales del helado son bastante similares a las partículas del aire que respiramos. La materia es, en realidad, discontinua y está compuesta de partículas diminutas y discretas llamadas átomos.

Estados físicos de la materia

La materia existe en tres estados físicos: sólido, líquido y gas ( gura 1. ). Un sólido tiene una forma y un volumen de nidos con partículas que se adhieren de manera rígida unas a otras. La forma de un sólido puede ser independiente de su contenedor. En la gura 1.3a observamos agua en su forma sólida. Otro ejemplo, un cristal de azufre tiene la misma forma y volumen si se coloca en un vaso de precipitados o solo sobre una placa de vidrio.

Los sólidos más comunes, como la sal, el azúcar, el cuarzo y los metales son cristalinos. Las partículas que forman los materiales cristalinos existen en patrones geométricos tridimensionales regulares y repetitivos ( gura 1. ). Algunos sólidos como los plásticos, el vidrio y los geles no tienen ningún patrón geométrico interno regular. Tales sólidos se llaman sólidos amorfos (amorfo signi ca “sin gura o forma”) (ver fotos).

Un líquido tiene un volumen de nido pero no una forma de nida, con partículas que se adhieren rme pero no rígidamente. Aunque las partículas se mantienen unidas por fuertes fuerzas de atracción y están en estrecho contacto entre sí, pueden moverse de forma libre. La movilidad de las partículas le da uidez a un líquido y hace que tome la forma del recipiente en el que se almacena. Observe en la gura 1.3b cómo se ve el agua como líquido.

FIGURA 1.2 Los átomos de silicio en un chip de silicio produjeron esta imagen usando un microscopio de efecto túnel.

Andrew Dunn/Alamy Stock Photo

Sólido cristalino Sólido amorfo

Un gas tiene volumen inde nido y forma no ja con partículas que se mueven de manera independiente unas de otras. Las partículas en estado gaseoso han ganado su ciente energía para vencer las fuerzas de atracción que las mantenían unidas como líquidos o sólidos. Un gas presiona de modo continuo en todas direcciones sobre las paredes de cualquier recipiente. Debido a esta cualidad, un gas llena por completo un recipiente. Las partículas de un gas están relativamente separadas en comparación con las de los sólidos y los líquidos. El volumen real de las partículas del gas es bastante pequeño en comparación con el volumen del espacio ocupado por el gas. Observe el gran espacio entre las moléculas de agua de la gura 1.3c, en comparación con el hielo y el agua líquida. Por lo tanto, un gas puede comprimirse en un volumen pequeño o expandirse casi de manera inde nida. Los líquidos no se pueden comprimir en gran medida, y los sólidos son aún menos compresibles que los líquidos.

Si se abre una botella de solución de amoniaco en un rincón del laboratorio, pronto podemos percibir su olor familiar en todas las partes de la habitación. El gas amoniaco que escapa de la solución demuestra que las partículas gaseosas se mueven libre y rápidamente, y tienden a penetrar toda el área en la que se liberan.

Charles D. Winters/Science Source

Aunque la materia es discontinua, existen fuerzas de atracción que mantienen unidas las partículas y le dan a la materia su apariencia de continuidad. Estas fuerzas atractivas son más fuertes en los sólidos, lo que les da rigidez; son más débiles en líquidos pero aún lo su ciente-

FIGURA 1.3 Los tres estados de la materia. (a) Sólido: las moléculas de agua se mantienen juntas de forma rígida y están bastante cerca unas de otras. (b) Líquido: las moléculas de agua están más juntas pero son libres de moverse y deslizarse una sobre otra. (c) Gas: las moléculas de agua están separadas y se mueven de manera libre y aleatoria.

Sólido (hielo) (a)

Líquido (agua)

© Carlos Alvarez/iStockphoto (b)

Gas (vapor) (c)

Diane Diederich/iStockphoto

Carlos Alvarez/iStockphoto Can Balcioglu/iStockphoto

Na+ Cl –

mente fuertes como para contener líquidos en volúmenes de nidos. En los gases las fuerzas de atracción son tan débiles que las partículas de un gas son casi independientes entre sí. La tabla 1.1 enlista los materiales comunes que existen como sólidos, líquidos y gases. La tabla 1.2 compara las propiedades de sólidos, líquidos y gases.

TABLA 1.1 Materiales comunes en los estados sólido líquido y gaseoso de la materia

Sólidos

Líquidos

Gases

Aluminio Alcohol Acetileno

CobreSangreAire

OroGasolinaButano

PolietilenoMielDióxido de carbono

SalMercurioCloro

ArenaAceiteHelio

AceroJarabeMetano

AzúcarVinagreNitrógeno

AzufreAguaOxígeno

TABLA 1.2 Propiedades físicas de sólidos líquidos y gases

EstadoFormaVolumenPartículas Compresibilidad

SólidoDe nidaDe nidoAferrándose rígidamente, empacamiento estrecho Muy leve

LíquidoInde nidaDe nidoMóviles, adheridasLeve Gas Inde nidaInde nido Independientes unas de otras y relativamente aparte Alta

1.2 Clasificación de la materia

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Distinguir entre una sustancia pura, una mezcla homogénea y una mezcla heterogénea.

El término materia se re ere a todos los materiales que componen el universo. Existen muchos miles de tipos distintos de materia. Una sustancia es un tipo particular de materia con una composición de nida y ja. A veces conocidas como sustancias puras, las sustancias son elementos o compuestos. Ejemplos familiares de elementos son el cobre, el oro y el oxígeno. Los compuestos familiares son la sal, el azúcar y el agua.

Clasi camos una muestra de materia como homogénea o heterogénea al examinarla. La materia homogénea es uniforme en apariencia y tiene las mismas propiedades en todas partes. La materia que consta de dos o más fases físicamente distintas es heterogénea. Una fase es una parte homogénea de un sistema separada de otras partes por límites físicos. Un sistema es simplemente el cuerpo de materia bajo consideración. Siempre que tengamos un sistema en el que existan límites visibles entre las partes o componentes, ese sistema tiene más de una fase y es heterogéneo. No importa si estos componentes están en estado sólido, líquido o gaseoso.

Una sustancia pura puede existir como diferentes fases en un sistema heterogéneo. El hielo que ota en el agua, por ejemplo, es un sistema bifásico formado por agua sólida y agua líquida. El agua en cada fase es de composición homogénea, pero debido a que están presentes dos fases el sistema es heterogéneo.

Una mezcla es un material que contiene dos o más sustancias y puede ser heterogénea u homogénea. Las mezclas son de composición variable. Si añadimos una cucharada de azúcar a un vaso de agua, de inmediato se forma una mezcla heterogénea. Las dos fases son un sólido (azúcar)

y un líquido (agua). Pero al revolver, el azúcar se disuelve para formar una mezcla o solución homogénea (ver foto). Ambas sustancias aún están presentes: todas las partes de la solución son dulces y húmedas. Las proporciones de azúcar y agua se pueden variar con solo agregar más azúcar y revolviendo para disolver. Las soluciones no tienen que ser líquidas. Por ejemplo, el aire es una mezcla homogénea de gases. También existen soluciones sólidas. El latón es una solución homogénea de cobre y zinc.

(a) El agua es el líquido en el vaso de precipitado y el sólido blanco en la cuchara es el azúcar.

(b) El azúcar se puede disolver en el agua para producir una solución.

Muchas sustancias no forman mezclas homogéneas. Si mezclamos azúcar y arena blanca y na, se forma una mezcla heterogénea. Puede ser necesario un examen cuidadoso para decidir si la mezcla es heterogénea, porque las dos fases (azúcar y arena) son sólidos blancos, pero un análisis más detallado revelará que, de hecho, son diferentes tipos de cristales. La materia ordinaria existe sobre todo como mezclas. Si examinamos el suelo, el granito, el mineral de hierro u otros depósitos minerales anulares naturales, encontramos que son mezclas heterogéneas. La gura 1. ilustra las relaciones de sustancias y mezclas (ver nota).

Materia

Sustancias puras (composición homogénea)

Compuestos Elementos

Mezclas de dos o más sustancias

Soluciones (composición homogénea, una fase)

Mezclas heterogéneas (dos o más fases)

FIGURA 1.5 Clasi cación de la materia. Una sustancia pura siempre tiene una composición homogénea, mientras que una mezcla siempre contiene dos o más sustancias y puede ser homogénea o heterogénea.

Distinguir mezclas de sustancias puras

Las sustancias individuales, elementos o compuestos rara vez se encuentran de forma natural en estado puro. El aire es una mezcla de gases; el agua de mar es una mezcla de una variedad de minerales disueltos; el suelo ordinario es una mezcla compleja de minerales y diversos materiales orgánicos.

Nota Los diagramas de ujo pueden ayudarlo a visualizar las conexiones entre conceptos.

Richard Megna/Fundamental Photographs

Richard Megna/Fundamental Photographs

Mezcla Sustancia pura

1. Una mezcla siempre contiene dos o más sustancias que pueden estar presentes en cantidades diferentes.

2. Los componentes de una mezcla no pierden su identidad y pueden separarse por medios físicos.

PRÁCTICA 1 . 1

1. Una sustancia pura (elemento o compuesto) siempre tiene una composición de nida por su masa.

2. Los elementos de un compuesto pierden su identidad y solo pueden separarse por medios químicos.

¿Cuál de las siguientes es una mezcla y cuál es una sustancia pura? Explique su respuesta.

a. vinagre (4% de ácido acético y 96% de agua)

b. solución de cloruro de sodio (sal)

c. oro

d. leche

¿Cómo se distingue una mezcla de una sustancia pura? Una mezcla siempre contiene dos o más sustancias que pueden estar presentes en concentraciones variables. Consideremos dos ejemplos.

Mezcla homogénea Las mezclas homogéneas (soluciones) que contienen 5 o 10% de sal en agua se pueden preparar mezclando solo las cantidades correctas de sal y agua. Estas mezclas se pueden separar hirviendo el agua, dejando la sal como residuo.

Mezcla heterogénea La composición de una mezcla heterogénea de cristales de azufre y limaduras de hierro puede variar mezclando solo más azufre o más limaduras de hierro. Esta mezcla se puede separar de manera física usando un imán para atraer el hierro (ver foto).

(a)

(b)

Ken Karp

Ken Karp

(a) Cuando el hierro y el azufre existen como sustancias puras, solo el hierro es atraído por un imán. (b) Una mezcla de hierro y azufre se puede separar utilizando la diferencia de atracción magnética.

Capítulo 1 Revisión

1.1 La naturaleza de partículas de la materia

TÉRMINOS CLAVE: materia | sólido | amorfo | líquido | gas

La materia es cualquier cosa con las siguientes dos características:

Tiene masa

Ocupa espacio

A nivel macroscópico, la materia parece continua.

A nivel microscópico, la materia es discontinua y está compuesta de átomos.

Sólido: sustancia rígida con una forma de nida

Líquido: sustancia uida con un volumen de nido que toma la forma de su contenedor

Gas: toma la forma y el volumen de su contenedor

1.2 Clasificación de la materia

TÉRMINOS CLAVE: sustancia | homogénea | fase | heterogénea | sistema | mezcla

La materia se puede clasi car como sustancia pura o mezcla. Una mezcla tiene composición variable:

Las mezclas homogéneas tienen las mismas propiedades en todas partes.

Las mezclas heterogéneas tienen diferentes propiedades en diferentes partes del sistema.

Una sustancia pura siempre tiene la misma composición. Hay dos tipos de sustancias puras:

Elementos

Compuestos

Sustancias puras (composición homogénea)

Compuestos Elementos

Preguntas de repaso

Materia

Mezclas de dos o más sustancias

Soluciones (composición homogénea, una fase)

Mezclas heterogéneas (dos o más fases)

1. Determine si cada una de las siguientes a rmaciones se re ere a un sólido, un líquido o un gas:

a. Tiene un volumen de nido pero no una forma de nida.

b. Tiene un volumen inde nido y alta compresibilidad.

c. Tiene una forma de nida.

d. Tiene una forma inde nida y ligera compresibilidad.

2. Algunos sólidos tienen una estructura cristalina, mientras que otros tienen una estructura amorfa. Para cada una de las cinco descripciones siguientes, determine si se re ere a un sólido cristalino o a un sólido amorfo:

a. tiene un patrón regular repetitivo

b. plástico

c. no tiene un patrón regular repetitivo

d. vidrio

e. oro

De na una fase.

¿Cuántas fases hay en el cilindro graduado que se muestra (ver foto)?

.

¿Qué otro nombre recibe una mezcla homogénea?

. ¿Qué líquidos listados en la tabla 1.1 no son mezclas?

. ¿Cuáles de los gases listados en la tabla 1.1 no son sustancias puras?

Richard Megna/ Fundamental Photographs

. Cuando se quita el tapón de una botella parcialmente llena que contiene ácido acético sólido y líquido a 16.7 C, de inmediato se percibe un fuerte olor a vinagre. ¿Cuántas fases de ácido acético deben estar presentes en la botella? Explique.

. ¿El sistema contenido en la botella de la pregunta 10 es homogéneo o heterogéneo? Explique.

1 . ¿Es necesariamente homogéneo un sistema que contiene una sola sustancia? Explique.

11. ¿Es necesariamente heterogéneo un sistema que contiene dos o más sustancias? Explique.

12. Distinga entre mezclas homogéneas y heterogéneas.

1 ¿Cuáles de las siguientes son sustancias puras?

Ejercicios en pares

a. azúcar

b. arena

c. oro

d. jarabe de maple

e. huevos

1 Use los pasos del método cientí co para ayudar a determinar la razón por la que su teléfono celular ha dejado de funcionar de forma repentina:

a. observación

b. hipótesis

c. experimento

d. teoría

Todos los ejercicios con números azules tienen respuestas en el apéndice 5.

1. Consulte la ilustración y determine qué estado(s) de la materia está(n) presente(s).

2. Consulte la ilustración y determine qué estados de la materia están presentes.

. Observe la foto y determine si representa una mezcla homogénea o heterogénea.

. Observe la siguiente hoja de arce y determine si representa una mezcla homogénea o heterogénea.

Para cada una de las siguientes mezclas, indique si es homogénea o heterogénea:

a. agua de la llave c. aderezo de ensalada de aceite y vinagre

b. bebida carbonatada d. gente en un estadio de futbol

Para cada una de las siguientes mezclas, indique si es homogénea o heterogénea:

a. acero inoxidable c. suelo

b. aceite de motor d. un árbol

Richard Megna/Fundamental Photographs

Justin Horrocks/iStockphoto

Ejercicios adicionales

En casa, revise los gabinetes de su cocina y baño en busca de cinco sustancias diferentes; enseguida lea las etiquetas y liste el primer ingrediente de cada una.

. Durante la primera semana de un nuevo semestre, considere que se ha inscrito en cinco clases diferentes, cada una de las cuales se reúne durante 3 horas por semana. Por cada hora que se pasa en clase, se requiere un mínimo de 1 hora fuera de clase para completar las tareas y estudiar para los exámenes. Usted también trabaja 0 horas a la semana y le toma 1 hora conducir hasta el lugar de trabajo y regresar a casa. Los viernes por la noche socializa con sus amigos. Está bastante seguro de que podrá completar con éxito el semestre con buenas cali caciones. Muestre cómo los pasos del método cientí co pueden ayudarlo a predecir el resultado del semestre.

Utilice la siguiente etiqueta de alimentos para responder los ejercicios 9 y 10.

Declaración nutricional

Tamaño de la porción

1 taza (249 g)

Porciones alrededor de 3

Calorías 250

Cal. de grasa 110

*El porcentaje de los valores diarios (VD) se basa en una dieta de 2000 calorías

Grasa total 12 g

Grasa saturada 6g

Carbohid. tot. 24 g

Grasa poliinsat. 1.5 g Fibra diet. 1 g

Azúcares 1 g

INGREDIENTES: AGUA, CALDO DE POLLO, PASTA ENRIQUECIDA (SÉMOLA DE TRIGO, SÓLIDOS DE CLARA DE HUEVO, NIACINA, HIERRO, MONONITRATO DE TIAMINA [VITAMINA B1], RIBOFLAVI- NA [VITAMINA B2] Y ÁCIDO FÓLICO), CREMA (DERIVADA DE LA LECHE), POLLO, CONTIENE MENOS DEL 2% DE: QUESOS (GRANULARES, PARMESANO Y PASTA ROMANO [LECHE DE VACA PASTEURIZADA, CULTIVOS, SAL, ENZIMAS], AGUA, SAL, ÁCIDO LÁCTICO, ÁCIDO CÍTRICO Y FOSFATO DISÓDICO), MANTEQUILLA (NATA DULCE PASTEURIZADA [DERIVADA DE LA LECHE] Y SAL), ALMIDÓN DE MAÍZ MODIFICADO, SAL, SÓLIDOS DE HUEVO ENTERO, AZÚCAR, ALMIDÓN DE ARROZ, AJO, ESPECIAS, GOMA XANTANA, HARINA DE MOSTAZA, AISLAMIEN- TO DE PROTEÍNA DE SOYA Y FOSFATO DE SODIO.

Identi que los siguientes ingredientes como una sustancia pura o una mezcla.

a. agua

b. caldo de pollo (el líquido que queda en la olla después de cocinar el pollo)

c. sal

d. harina de mostaza

1 . Utilizando la etiqueta del alimento, elabore una hipótesis sobre la calidad nutricional de este alimento. Proponga una forma de determinar si su hipótesis es válida.

11. Lea el siguiente pasaje (de Science News) e identi que la observación y la hipótesis.

¿Podría existir en realidad una capa de invisibilidad como la que usa Harry Potter? Para los cientí cos de Cambridge, Massachusetts, esto puede ser una realidad. Investigadores del MIT han desarrollado una capa de invisibilidad para objetos pequeños como una hormiga o un grano de arena. Los cristales de calcita tienen la capacidad de re ejar la luz alrededor de un objeto, haciéndolo invisible, o al menos “imperceptible”. Si se usara un cristal más grande, debería poder ocultar objetos más grandes. La capa de invisibilidad solo funciona con luz láser dirigida de forma directa al cristal. El trabajo futuro mejorará la e cacia de estas capas de invisibilidad.

Utilice estas imágenes para responder la pregunta 12.

12. a. ¿Qué imagen describe mejor una mezcla homogénea?

b. ¿Cómo clasi caría el contenido de los otros contenedores?

c. ¿Qué imagen contiene un compuesto? Explique cómo hizo su elección.

1 Se muestran varios elementos químicos. Para cada uno también se muestra una vista microscópica. Determine el número de fases para cada sustancia siguiente e identifíquelas.

a. yodo

(1) (2) (3) (4)

Richard Megna/ Fundamental Photographs

b. bromo

Richard Megna/ Fundamental Photographs

Respuestas a los ejercicios de práctica

1.1 a. mezcla; la concentración se puede cambiar agregando más ácido acético o más agua. b. mezcla; la concentración se puede cambiar aña-

diendo más o menos sal. c. sustancia pura; el oro es 100% oro. d. mezcla; la leche contiene varias sustancias.

c. azufre Stocktrek Images/ Richard Roscoe/Getty Images

Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

Durante siglos hemos sido conscientes de que ciertos metales se pegan a un imán. Se pronostica que los trenes de levitación de alta velocidad serán la onda del futuro. ¿Cómo funcionan? En cada caso actúan fuerzas de atracción y repulsión.

Las interacciones humanas también sugieren que “los opuestos se atraen y los iguales se repelen”. Las atracciones derivan en amistades y relaciones signi cativas, mientras que las fuerzas repulsivas pueden producir debate y antagonismo. Formamos y rompemos enlaces interpersonales a lo largo de nuestra vida.

En la química también vemos este fenómeno. Las sustancias forman enlaces químicos como resultado de atracciones eléctricas. Estos enlaces proporcionan la enorme diversidad de compuestos que se encuentran en la naturaleza. La fotografía de arriba muestra un cristal formado por moléculas de ácido tartárico, una molécula que se encuentra en el polvo de hornear y otros aditivos alimentarios. Los átomos del ácido tartárico se enlazan en una orientación muy especí ca para constituir la forma de la molécula y producir este hermoso patrón. Este capítulo es uno de los más signi cativos y útiles del libro: enlace químico entre átomos. De esto se trata realmente la química. Estúdielo cuidadosamente.

CONTENIDO DEL CAPÍTULO

2.1 El enlace iónico: transferencia de electrones de un átomo a otro

2.2 Predicción de fórmulas de compuestos iónicos

2.3 El enlace covalente: compartición de electrones

2.4 Enlace metálico: el mar de electrones

Dr. Norbert Lange/Shutterstock

2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

2 .1 El enlace iónico: transferencia

de electrones de un átomo a otro

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Discutir la formación de un enlace iónico y el cambio químico que resulta del enlace.

Los metales tienden a formar cationes (iones cargados positivamente) y los no metales forman aniones (iones cargados negativamente) para lograr una estructura electrónica de valencia estable. Para muchos elementos este nivel de valencia estable contiene ocho electrones (dos s y seis p) idénticos a la con guración electrónica de valencia de los gases nobles. Los átomos experimentan reordenamientos de la estructura electrónica para reducir su energía potencial química (o para volverse más estables). Estos reordenamientos se logran al perder, ganar o compartir electrones con otros átomos. Por ejemplo, un átomo de hidrógeno podría aceptar un segundo electrón y alcanzar una estructura electrónica igual a la del gas noble helio. Un átomo de úor podría ganar un electrón y alcanzar una estructura electrónica como la del neón. Un átomo de sodio podría perder un electrón para alcanzar una estructura de electrones como la del neón. Muchos elementos, especialmente los representativos, tienden a alcanzar una estructura electrónica externa como la de los gases nobles químicamente estables. Con excepción del helio, esta estructura estable consta de electrones en el nivel de energía más externo (tabla 2.1).

Observemos las estructuras electrónicas del sodio y el cloro para ver cómo cada elemento puede alcanzar una estructura de electrones en su nivel de energía más externo. Un átomo de sodio tiene 11 electrones: en el primer nivel de energía, en el segundo nivel de energía y 1 en el tercer nivel de energía. Un átomo de cloro tiene 17 electrones: en el primer nivel de energía, en el segundo nivel de energía y 7 en el tercer nivel de energía. Si un átomo de sodio trans ere o pierde su electrón 3s, su tercer nivel de energía queda vacante y se convierte en un ion de sodio con una con guración electrónica idéntica a la del gas noble neón. Este proceso requiere energía:

Un átomo que ha perdido o ganado electrones tendrá una carga positiva o negativa, dependiendo de qué partículas (protones o electrones) estén en exceso. Recuerde que una partícula cargada o un grupo de partículas se llama ion.

Al perder un electrón cargado negativamente, el átomo de sodio se convierte en una partícula cargada positivamente conocida como ion sodio. La carga +1 resulta porque el núcleo todavía con-

TABLA 2.1 Disposición de los electrones en los gases nobles

*Cada gas, excepto el helio, tiene electrones en su nivel de energía más externo.

tiene 11 protones cargados positivamente y los orbitales electrónicos contienen solo 10 electrones cargados negativamente. La carga se indica con un signo más (+) y se escribe como un superíndice después del símbolo del elemento (Na+).

Un átomo de cloro con 7 electrones en el tercer nivel de energía necesita 1 electrón para emparejarse con su único electrón 3p no emparejado para alcanzar la estructura electrónica exterior estable del argón. Al ganar un electrón, el átomo de cloro se convierte en un ion cloruro (Cl ), una partícula cargada negativamente que contiene 17 protones y 1 electrones. Este proceso libera energía: 17 +

Considere la posibilidad de que los átomos de sodio y cloro reaccionen entre sí. El electrón 3s del átomo de sodio se trans ere al orbital 3p medio lleno del átomo de cloro para formar un ion sodio positivo y un ion cloruro negativo. El compuesto cloruro de sodio resulta porque los iones Na+ y Cl se atraen fuertemente entre sí por sus cargas electrostáticas opuestas. La fuerza que mantiene unidos a los iones de carga opuesta se denomina enlace iónico:

La reacción química entre el sodio y el cloro es muy vigorosa y produce un calor considerable además de la sal formada. Cuando se libera energía en una reacción química, los productos son más estables que los reactivos. Tenga en cuenta que en el NaCl ambos átomos alcanzan una estructura electrónica de gas noble.

El cloruro de sodio está formado por cristales cúbicos en los que cada ion de sodio está rodeado por 6 iones cloruro y cada ion cloruro por 6 iones sodio, excepto en la super cie del cristal (ver foto). Un cristal visible es un agregado dispuesto regularmente de millones de estos iones, pero la proporción de iones de sodio a cloruro es de 1:1, de ahí la fórmula NaCl. La disposición de la red cristalina cúbica del cloruro de sodio se muestra en la gura 2.1.

Estos pequeños cristales de NaCl muestran la estructura cúbica ilustrada en la gura .1.

Figura 2.1 Cristal de cloruro de sodio. El diagrama representa un pequeño fragmento de cloruro de sodio que forma cristales cúbicos. Cada ion sodio está rodeado por 6 iones cloruro y cada ion cloruro está rodeado por 6 iones sodio. Los diminutos cristales de NaCl muestran la estructura cristalina cúbica de la sal.

2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

Nota Un catión siempre es más pequeño que su átomo principal, mientras que un anión siempre es más grande que su átomo principal.

Figura 2.2 Radios relativos de los átomos de sodio y cloro y sus iones.

La gura 2.2 contrasta los tamaños relativos de los átomos de sodio y cloro con los de sus iones. El ion sodio es más pequeño que el átomo debido principalmente a dos factores: (1) el átomo de sodio ha perdido su electrón más externo, lo que reduce su tamaño; y ( ) los 10 electrones restantes ahora son atraídos por 11 protones y, por lo tanto, se acercan más al núcleo. Por el contrario, el ion cloruro es más grande que el átomo porque: (1) tiene 1 electrones pero solo 17 protones; y ( ) la atracción nuclear sobre cada electrón disminuye, lo que permite que el átomo de cloro se expanda a medida que forma un ion (ver nota).

Hemos visto que cuando el sodio reacciona con el cloro, cada átomo se convierte en un ion. El cloruro de sodio, como todas las sustancias iónicas, se mantiene unido por la atracción que existe entre las cargas positivas y negativas. Un enlace iónico es la atracción entre iones de carga opuesta.

Los enlaces iónicos se forman cuando uno o más electrones se trans eren de un átomo a otro. Los metales, que tienen relativamente poca atracción por sus electrones de valencia, tienden a formar enlaces iónicos cuando se combinan con no metales.

Es importante reconocer que las sustancias con enlaces iónicos no existen como moléculas. En el cloruro de sodio, por ejemplo, el enlace no existe únicamente entre un solo ion sodio y un solo ion cloruro. Cada ion sodio del cristal atrae 6 iones cloruro negativos cercanos al vecino; a su vez, cada ion cloruro negativo atrae a 6 iones sodio positivos cercanos al vecino (ver gura .1).

Un metal generalmente tendrá uno, dos o tres electrones en su nivel de energía exterior. Al reaccionar, los átomos metálicos característicamente pierden estos electrones, adquieren la estructura electrónica de un gas noble y se convierten en iones positivos. A un no metal, por otro lado, le faltan solo unos pocos electrones para tener una estructura electrónica de gas noble en su nivel de energía externo y, por lo tanto, tiene una tendencia a ganar electrones. Al reaccionar con los metales, los átomos de los no metales ganan característicamente de uno a cuatro electrones, adquieren la estructura electrónica de un gas noble y se convierten en iones negativos. Los iones formados por pérdida de electrones son mucho más pequeños que los átomos metálicos correspondientes; los iones formados al ganar electrones son más grandes que los átomos no metálicos correspondientes. Las dimensiones de los radios atómicos y iónicos de varios metales y no metales se dan en la tabla 2.2.

*Los metales mostrados pierden electrones para convertirse en iones positivos. Los no metales ganan electrones para convertirse en iones negativos.

TABLA 2.2 Cambio en los radios atómicos nm de metales y no metales seleccionados

2.1 El enlace iónico: transferencia de electrones de un átomo a otro 17

PRÁCTICA 2 . 1

¿Qué estructura de gas noble se forma cuando un átomo de cada uno de estos metales pierde todos sus electrones de valencia? Escriba la fórmula del ion metálico formado.

a. K b. Mg c. Al d. Ba

Estudie los siguientes ejemplos. Observe la pérdida y ganancia de electrones entre los átomos; además, note que los iones en cada compuesto tienen una estructura electrónica de gas noble.

EJEMPLO 2 . 1

Explique cómo se combinan el magnesio y el cloro para formar cloruro de magnesio, MgCl

Solución

Un átomo de magnesio de estructura electrónica 1s s p63s debe perder dos electrones o ganar seis para alcanzar una estructura electrónica estable. Si el magnesio reacciona con el cloro y cada átomo de cloro puede aceptar solo un electrón, se necesitarán dos átomos de cloro para los dos electrones de cada átomo de magnesio. El compuesto formado contendrá un ion magnesio y dos iones cloruro. El átomo de magnesio, habiendo perdido dos electrones, se convierte en un ion magnesio con una carga de + Cada ion cloruro tendrá una carga de 1. La transferencia de electrones de un átomo de magnesio a dos átomos de cloro se muestra en la siguiente ilustración:

EJEMPLO 2 . 2

Explique la formación de uoruro de sodio (NaF) a partir de sus elementos.

El átomo de úor, con siete electrones en su nivel de energía exterior, se comporta de manera similar al átomo de cloro.

CAPÍTULO 2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

EJEMPLO 2 . 3

Explique la formación de uoruro de aluminio (AlF3) a partir de sus elementos.

Solución

Cada átomo de úor puede aceptar solo un electrón. Por lo tanto, se necesitan tres átomos de úor para combinarse con los tres electrones de valencia de un átomo de aluminio. El átomo de aluminio ha perdido tres electrones para convertirse en un ion aluminio (Al3+) con una carga de +3.

EJEMPLO 2 . 4

Explique la formación de óxido de magnesio (MgO) a partir de sus elementos.

El átomo de magnesio con dos electrones en el nivel de energía exterior, llena exactamente la necesidad de un átomo de oxígeno de dos electrones. El compuesto resultante tiene una proporción de un átomo de magnesio a un átomo de oxígeno. El ion oxígeno (óxido) tiene una carga de , habiendo ganado dos electrones. Al combinarse con oxígeno, el magnesio se comporta de la misma manera que cuando se combina con cloro: pierde dos electrones.

EJEMPLO 2 . 5

Explique la formación de sulfuro de sodio (Na S) a partir de sus elementos.

Solución

Dos átomos de sodio suministran los electrones que un átomo de azufre necesita para formar ocho en su nivel de energía exterior.

EJEMPLO 2 . 6

Explique la formación de óxido de aluminio (Al O3) a partir de sus elementos.

Solución

Un átomo de oxígeno que necesita dos electrones no puede acomodar los tres electrones de un átomo de aluminio. Un átomo de aluminio se queda a un electrón de los cuatro electrones que necesitan dos átomos de oxígeno. Una razón de dos átomos de aluminio a tres átomos de oxígeno, que involucra la transferencia de seis electrones (dos a cada átomo de oxígeno), le da a cada átomo una con guración electrónica estable.

Observe que en cada uno de estos ejemplos los niveles de energía externa que contienen ocho electrones se formaron en todos los iones negativos.

2 .2 Predicción de fórmulas de compuestos iónicos

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Predecir las fórmulas de los compuestos iónicos a partir de su posición en la tabla periódica.

En ejemplos previos aprendimos que cuando un metal y un no metal reaccionan para formar un compuesto iónico el metal cede uno o más electrones al no metal. Los metales del grupo 1A(1) siempre forman cationes +1, mientras que los elementos del grupo A(2) forman cationes + Los elementos del grupo 7A(17) forman aniones 1 y los elementos del grupo 6A(16) forman aniones . Es lógico, entonces, que este patrón esté directamente relacionado con la estabilidad de la con guración del gas noble. Los metales pierden electrones para alcanzar la con guración electrónica de un gas noble (la anterior en la tabla periódica). Un no metal forma un ion al ganar sucientes electrones para alcanzar la con guración electrónica del gas noble que le sigue en la tabla periódica. Estas observaciones nos llevan a un importante principio químico:

En casi todos los compuestos químicos estables de elementos representativos, cada átomo alcanza una con guración electrónica de gas noble. Este concepto constituye la base de nuestra comprensión del enlace químico.

Podemos aplicar este principio para predecir las fórmulas de los compuestos iónicos. Para predecir la fórmula de un compuesto iónico, debemos reconocer que los compuestos químicos son siempre eléctricamente neutros. Además, el metal perderá electrones para lograr una conguración de gas noble y el no metal ganará electrones para lograr una con guración de gas noble. Considere el compuesto formado entre el bario y el azufre. El bario tiene dos electrones de valencia mientras que el azufre tiene seis electrones de valencia:

Ba Xe 6s S Ne 3s 3p4

Si el bario pierde dos electrones, logrará la con guración del xenón. Al ganar dos electrones, el azufre adquiere la con guración del argón. En consecuencia, se trans ere un par de electrones entre los átomos. Ahora tenemos Ba + y S . Dado que los compuestos son eléctricamente neutros, debe haber una relación de un Ba a un S, dando la fórmula BaS.

El mismo principio funciona para muchos otros casos. Dado que la clave está en la con guración electrónica, la tabla periódica se puede usar para ampliar aún más la predicción. Debido a estructuras electrónicas similares, los elementos de una familia generalmente forman compuestos con las mismas proporciones atómicas. En general, si conocemos la relación atómica de un compuesto en particular, por ejemplo NaCl, podemos predecir las relaciones atómicas y las fórmulas de los otros cloruros de metales alcalinos. Estas fórmulas son LiCl, KCl, RbCl, CsCl y FrCl (tabla 2.3).

De manera similar, si sabemos que la fórmula del óxido de hidrógeno es H O, podemos predecir que la fórmula del sulfuro será H S, porque el azufre tiene la misma estructura electrónica de valencia que el oxígeno. Reconozca, sin embargo, que estas son solo predicciones;

TABLA 2.3 Fórmulas de compuestos formados por metales alcalinos

CAPÍTULO 2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

no necesariamente se sigue que cada elemento en un grupo se comporte como los demás o incluso que un compuesto predicho realmente existirá. Por ejemplo, si se sabe que las fórmulas del clorato, el bromato y el yodato de potasio son KClO3, KBrO3 y KIO3, podemos predecir correctamente que los compuestos de sodio correspondientes tendrán las fórmulas NaClO3, NaBrO3 y NaIO3. El úor pertenece a la misma familia de elementos grupo 7A(17) que el cloro, el bromo y el yodo, por lo que parecería que el úor debería combinarse con el potasio y el sodio para dar uoratos con las fórmulas KFO3 y NaFO3. Sin embargo, no se sabe que existan uoratos de potasio y sodio.

En la discusión de esta sección nos referimos solo a metales representativos grupos 1A(1), A(2) y 3A(13) . Los metales de transición (grupo B) muestran un comportamiento más complicado (forman múltiples iones) y sus fórmulas no son tan fáciles de predecir.

EJEMPLO 2 . 7

La fórmula del sulfuro de calcio es CaS y la del fosfuro de litio es Li3P. Prediga fórmulas para: (a) sulfuro de magnesio, (b) fosfuro de potasio y (c) seleniuro de magnesio.

Solución

a. Busque calcio y magnesio en la tabla periódica, ambos están en el grupo A(2). La fórmula del sulfuro de calcio es CaS, por lo que es razonable predecir que la fórmula del sulfuro de magnesio es MgS.

b. Encuentre litio y potasio en la tabla periódica, están en el grupo 1A(1). Dado que la fórmula del fosfuro de litio es Li3P, es razonable predecir que K3P es la fórmula del fosfuro de potasio.

c. Encuentre selenio en la tabla periódica, está en el grupo 6A(16), justo debajo del azufre. Por lo tanto, es razonable suponer que el selenio forma seleniuro de la misma manera que el azufre forma sulfuro. Dado que MgS fue la fórmula predicha para el sulfuro de magnesio en el inciso (a), podemos suponer razonablemente que la fórmula para el seleniuro de magnesio es MgSe.

PRÁCTICA 2 . 2

La fórmula del óxido de sodio es Na O. Prediga la fórmula para a. sulfuro de sodio b. óxido de rubidio

PRÁCTICA 2 . 3

La fórmula del fosfuro de bario es Ba3P . Prediga la fórmula para a. nitruro de magnesio b. arseniuro de bario

2 .3 El enlace covalente: compartición de electrones

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Dibujar la estructura electrónica de un enlace covalente.

Algunos átomos no trans eren electrones de un átomo a otro para formar iones. En cambio, forman un enlace químico al compartir pares de electrones entre ellos. Un enlace covalente consiste en un par de electrones compartidos entre dos átomos. Este concepto de unión fue introducido en 1916 por G. N. Lewis. En los millones de compuestos conocidos, el enlace covalente es el enlace químico predominante. La estructura de Lewis de un compuesto es una representación que muestra los electrones de valencia de ese átomo. El químico estadounidense Gilbert N. Lewis (1875-1946) propuso usar el símbolo para el elemento y puntos para los electrones. Las verdaderas moléculas existen en sustancias en las que los átomos están enlazados covalentemente. Es adecuado referirse a moléculas de sustancias como hidrógeno, cloro, cloruro

Figura 2.3 El dióxido de carbono sólido (hielo seco) se compone de moléculas individuales de CO con enlaces covalentes y empaquetadas muy juntas. La sal de mesa es un gran agregado de iones Na+ y Cl en lugar de moléculas.

de hidrógeno, dióxido de carbono agua o azúcar ( gura 2.3). Estas sustancias contienen solo enlaces covalentes y existen como agregados de moléculas. No usamos el término molécula cuando hablamos de compuestos con enlaces iónicos, como el cloruro de sodio, porque tales sustancias existen como grandes agregados de iones positivos y negativos, no como moléculas ( gura .3).

Un estudio de la molécula de hidrógeno nos da una idea de la naturaleza del enlace covalente y su formación. La formación de una molécula de hidrógeno (H ) involucra la superposición y el emparejamiento de orbitales electrónicos 1s de dos átomos de hidrógeno, como se muestra en la gura 2.4. Cada átomo aporta un electrón del par que comparten dos núcleos de hidrógeno. El orbital de los electrones ahora incluye ambos núcleos de hidrógeno, pero los factores de probabilidad muestran que el lugar más probable para encontrar a los electrones (el punto de mayor densidad de electrones) es entre los dos núcleos. Los dos núcleos están protegidos entre sí por el par de electrones, lo que permite que los dos núcleos se acerquen mucho entre sí.

Orbitales 1s HHH H

Átomos de hidrógeno

Orbitales 1s superpuestos Molécula de hidrógeno

. Par de electrones compartidos

La fórmula del cloro gaseoso es Cl . Cuando los dos átomos de cloro se combinan para formar esta molécula, los electrones deben interactuar de manera similar a la que se muestra en el ejemplo del hidrógeno. Cada átomo de cloro sería más estable con ocho electrones en su nivel de energía exterior. Pero los átomos de cloro son idénticos y ninguno es capaz de separar un electrón del otro. Lo que sucede es esto: el orbital no emparejado de electrones 3p de un átomo de cloro se superpone al orbital no emparejado de electrones 3p del otro átomo, lo que resulta en un par de electrones que se comparten mutuamente entre los dos átomos. Cada átomo proporciona uno del par de electrones compartidos. Así, cada átomo alcanza una estructura estable de ocho electrones al compartir un par de electrones con el otro átomo. El emparejamiento de los electrones p y la formación de una molécula de cloro se ilustran en la gura 2.5. Ninguno de los átomos de cloro tiene carga positiva o negativa, porque ambos contienen la misma cantidad de protones y tienen la misma atracción por el par de electrones que comparten. Otros ejemplos de moléculas en las que dos átomos comparten electrones por igual son el hidrógeno (H ), el oxígeno (O ), el nitrógeno (N ), el úor (F ), el bromo (Br ) y el yodo (I ). Note que se puede compartir más de un par de electrones entre los átomos:

H:H:F:F::Br:Br::I :I ::O::O::N:::N: hidrógenoflúorbromoyodooxígenonitrógeno

La estructura de Lewis dada para el oxígeno no explica adecuadamente todas las propiedades de la molécula de oxígeno. Se han propuesto otras teorías que explican los enlaces en las moléculas de oxígeno pero son complejas y están más allá del alcance de este libro.

Al escribir estructuras comúnmente reemplazamos el par de puntos usados para representar un par de electrones compartidos con un guion ( ). Un guion representa un enlace sencillo; dos guiones, un doble enlace; y tres guiones, un triple enlace (ver foto). Las seis estructuras que acabamos de mostrar pueden escribirse así:

Figura 2.4 La formación de una molécula de hidrógeno a partir de dos átomos de hidrógeno. Los dos orbitales 1s se superponen, formando la molécula de H . En esta molécula se comparten los dos electrones entre los átomos, formando un enlace covalente.

Modelos moleculares para F (verde, enlace simple), O (negro, doble enlace) y N (azul, triple enlace).

Tom Pantages

CAPÍTULO 2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

Orbitales p Superposición de orbitales p Orbitales p emparejados

de cloro

Moléculas de cloro

Nota Un guion representa un par de electrones compartidos.

Orbitales p no compartidosPar compartido de electrones p

El enlace iónico y el enlace covalente representan dos extremos. En el enlace iónico los átomos son tan diferentes que los electrones se trans eren entre ellos, formando un par de iones cargados. En el enlace covalente dos átomos idénticos comparten electrones por igual (ver nota). El enlace es la atracción mutua de los dos núcleos por los electrones compartidos. Entre estos extremos se encuentran muchos casos en los que los átomos no son lo su cientemente diferentes para una transferencia de electrones, pero son lo su cientemente diferentes como para que el par de electrones no se pueda compartir por igual. Esta distribución desigual de electrones da como resultado la formación de un enlace covalente polar

EJEMPLO 2 . 8

¿Cuál es el concepto básico de un enlace covalente?

Solución

El concepto básico de un enlace covalente es la compartición de uno o más pares de electrones entre dos átomos para formar un enlace covalente entre los dos átomos.

PRÁCTICA 2 . 4

Los átomos de las moléculas HBr y C H6 están unidos por enlaces covalentes. Dibuje las estructuras de Lewis que muestren estos enlaces covalentes.

2 .4 Enlace metálico: el mar de electrones

OBJETIVO DE APRENDIZAJE: Analizar las teorías que explican el enlace metálico e identificar las propiedades de los compuestos metálicos.

Algo que tienen en común el enlace covalente (en el cual se comparten un par de electrones entre dos átomos) y el enlace iónico (en el que los electrones son transferidos de un átomo a otro), es que los electrones del enlace que se forma están localizados, es decir, estos electrones se encuentran en uno de los átomos que forman el enlace o bien pueden ser compartidos por un par de átomos.

Los átomos de los metales necesitan ceder electrones para alcanzar la con guración de gas noble. Sin embargo, los electrones de valencia no son su cientes para alcanzar la con guración de capa llena si son compartidos con otro átomo, por lo que no pueden formar enlaces covalentes. Debido a esto, forman un enlace metálico, en el que los electrones son compartidos entre los átomos vecinos y no solo por uno. De esta forma los electrones de valencia se encuentran deslocalizados y son capaces de moverse de forma relativamente libre a lo largo de todo el cristal, sin estar asociados a ningún par especí co de átomos ( gura 2.6).

Figura 2.5 Emparejamiento de electrones p en la formación de una molécula de cloro.

Actualmente se han desarrollado dos teorías que explican el enlace metálico:

Teoría del mar de electrones

Los metales tienden a perder electrones debido a su baja energía de ionización. En un metal existen muchos átomos unidos entre sí. En este modelo, cada átomo de metal aporta sus electrones en sus capas más externas, los cuales se trasladan de forma libre entre ellos, de modo que crean una nube electrónica o mar de electrones de valencia deslocalizados. La atracción electrostática entre la carga positiva de los cationes y negativa de los electrones es lo que mantiene a los átomos del metal fuertemente unidos ( gura 2.7). El enlace metálico permite que los átomos de un metal permanezcan unidos y se agrupen entre sí. Esta cercanía hace que interactúen los núcleos generando estructuras compactas.

El modelo del mar de electrones explica de manera sencilla las propiedades de los metales. La ductilidad y la maleabilidad ocurren debido a que la deslocalización de electrones se lleva a cabo en todas las direcciones a manera de capas. Por tanto, ante un esfuerzo externo, estas capas se deslizan unas sobre otras sin que se rompa la estructura. Por otro lado, dado que los electrones son móviles, permiten el ujo de corriente eléctrica, lo que explica la conductividad eléctrica. Asimismo, ese movimiento de electrones puede conducir calor, transportando energía cinética de una parte a otra del metal.

Iones metálicos Los electrones se mueven libremente

Modelo de bandas

El modelo de bandas se basa en la teoría de orbitales moleculares, los cuales pueden estar llenos o vacíos. Si se combinan in nidad de átomos muy juntos entre sí, la superposición de orbitales dará lugar a regiones que se denominan bandas. La banda ocupada por los orbitales moleculares con los electrones de valencia se llama banda de valencia, mientras que la banda formada por los orbitales moleculares vacíos se denomina banda de conducción. A veces, ambas bandas se solapan energéticamente hablando.

En los metales, la banda de valencia se solapa con la banda de conducción que está vacía, en donde los electrones están casi libres, de manera que pueden conducir la corriente eléctrica ( gura 2. ).

En los semiconductores, la banda de valencia no se solapa con la de conducción, por lo que existe una zona intermedia llamada banda prohibida. La banda de valencia está llena de electrones, pero la banda de conducción, aunque no está superpuesta, está muy próxima en energía. De esta forma, al aplicar diferencias de potencial no muy grandes, habrá algunos electrones que superen la zona prohibida en energía y lleguen a la banda de conducción, por lo que se producirá la conducción eléctrica, aunque en menor grado que en los materiales conductores.

En los aislantes, se presenta la banda de valencia totalmente llena, y la de conducción se encuentra vacía. Ambas están separadas por una región de energía extensa, llamada banda

Figura 2.6 En el enlace metálico algunos electrones se mueven entre los átomos con facilidad.

Figura 2.7 Teoría del mar de electrones.

CAPÍTULO 2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

prohibida, que no puede ser ocupada por electrones, así que no pueden ser desplazados por diferencias de potencial pequeñas, por lo que no conduce la electricidad.

Conductores

Figura 2.8 Teoría de bandas.

Entre las propiedades de los compuestos metálicos se pueden considerar: Los enlaces metálicos suelen ser sólidos a temperatura ambiente, con excepción del mercurio. El punto de ebullición y el de fusión de los enlaces son muy variados debido a que los enlaces son muy fuertes.

Tienen una buena conductividad de calor y electricidad. Esta propiedad se debe a que los electrones tienen la capacidad de actuar libremente en sus movimientos. La maleabilidad y la ductilidad se explican por la ausencia de enlaces direccionales.

Tienen altos puntos de fusión y de ebullición dependiendo de la estructura de la red. No son frágiles, pero sí poseen gran exibilidad y además son dúctiles. Son bastante solubles en estado fundido.

Tienen un brillo característico debido a la gran cantidad de niveles próximos de energía, lo que provoca que absorban energía de prácticamente cualquier longitud de onda.

EJEMPLO 2 . 9

Explique cómo se combinan los átomos de sodio para formar el enlace metálico.

Solución

Na: 1s s p6 3s1 3(p d)0

Cada átomo de sodio en la red cristalina aporta un electrón de su capa de valencia, podría considerarse que dos átomos de sodio contiguos pueden formar un enlace covalente.

Cada átomo de sodio ofrece orbitales atómicos vacíos p y d de su capa de valencia. Se pueden formar redes in nitas de átomos con un gran número de electrones que pueden pasar de un orbital a otro con gran libertad de movimiento.

PRÁCTICA 2 . 5

Los siguientes elementos forman enlaces metálicos. Prediga mediante la con guración electrónica cuántos electrones de valencia pueden aportar al enlace.

a. Ca b. Fe a. Cu

Capítulo 2 Revisión

2.1

El

enlace iónico: transferencia de electrones de un átomo a otro

TÉRMINO CLAVE: enlace iónico

El objetivo del enlace es lograr estabilidad: Para elementos representativos esta estabilidad se puede lograr mediante la obtención de la estructura electrónica de valencia de un gas noble.

En un enlace iónico la estabilidad se logra trans riendo un electrón de un átomo a otro:

El átomo que pierde un electrón se convierte en un catión: Los iones positivos son más pequeños que sus átomos originales.

Los metales tienden a formar cationes.

El átomo que gana un electrón se convierte en un anión: Los iones negativos son más grandes que sus átomos originales.

Los no metales tienden a formar aniones.

Los compuestos iónicos no existen como moléculas: Los iones son atraídos por múltiples iones de carga opuesta para formar una estructura cristalina.

2.2 Predicción de fórmulas de compuestos iónicos

Los compuestos químicos siempre son eléctricamente neutros.

Los metales pierden electrones y los no metales ganan electrones para formar compuestos.

La estabilidad se logra (para elementos representativos) alcanzando una con guración electrónica de gas noble.

2.3 El enlace covalente: compartición de electrones

TÉRMINOS CLAVE: enlace covalente | estructura de Lewis | enlace covalente polar

Los enlaces covalentes se forman cuando dos átomos comparten un par de electrones entre ellos: Este es el tipo de enlace predominante en los compuestos. Las moléculas reales existen en compuestos covalentes. La superposición de orbitales forma un enlace covalente. La distribución desigual de electrones da como resultado un enlace covalente polar.

2.4 Enlace metálico: el mar de electrones

TÉRMINO CLAVE: enlace metálico

El enlace metálico se forma compartiendo electrones entre los átomos vecinos y no solo con uno. Actualmente se han desarrollado dos teorías que explican el enlace metálico:

Teoría del mar de electrones:

En este modelo, cada átomo de metal aporta sus electrones en sus capas más externas, los cuales se trasladan de forma libre entre ellos, creando una nube electrónica o mar de electrones de valencia deslocalizados.

La atracción electrostática entre la carga positiva de los cationes y negativa de los electrones es lo que mantiene a los átomos del metal fuertemente unidos.

Modelo de bandas:

Los orbitales moleculares pueden estar llenos o vacíos.

La superposición de orbitales dará lugar a regiones que se denominan bandas.

La banda ocupada por los orbitales moleculares con los electrones de valencia se llama banda de valencia.

La banda formada por los orbitales vacíos se llama banda de conducción. Dependiendo de la distancia entre la banda de valencia y la banda de conducción, los materiales se clasi can en conductores, semiconductores y aislantes.

2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

Preguntas de repaso

1. Indique si los elementos de cada grupo ganan o pierden electrones para lograr una con guración de gas noble. Explique.

a. Grupo 1A(1) c. Grupo 6A(16)

b. Grupo A(2) d. Grupo 7A(17)

2. ¿Cuál es la carga total de un compuesto iónico?

3. ¿Qué familia de elementos tiende a formar compuestos iónicos con una proporción de 1:1 de catión a anión con el azufre?

4. Si la fórmula del fosfato de calcio es Ca3(PO4) , prediga las fórmulas del fosfato de magnesio, fosfato de berilio, fosfato de estroncio y fosfato de bario.

5. Explique por qué el magnesio tiende a perder dos electrones cuando forma un compuesto iónico.

6. ¿Por qué se usa el término molécula para describir compuestos covalentes pero no compuestos iónicos?

7. ¿Cuántos electrones compartidos forman un enlace covalente simple? ¿Cuál es el número máximo de enlaces covalentes que se pueden formar entre dos átomos?

. Explique en términos simples cómo un químico describe la formación de un enlace covalente.

¿Qué representa la línea entre los átomos en una estructura de puntos de electrones de Lewis?

1 . ¿Todas las moléculas que contienen enlaces polares son moléculas polares? Explique.

11. En un enlace covalente polar ¿cómo se determina qué átomo tiene una carga parcial negativa ( ) y cuál tiene una carga parcial positiva ( +)?

12. ¿Cómo se llama la banda ocupada por los orbitales moleculares con los electrones de valencia?

13. ¿Cómo se llama la banda ocupada por los orbitales vacíos?

14. ¿Cómo se clasi can los materiales dependiendo de la distancia entre la banda de valencia y la de conducción?

Ejercicios en pares

Todos los ejercicios con números azules tienen respuestas en el apéndice 5.

1. Un átomo de potasio y un ion K+ se dibujan a continuación. Identique cada uno y explique su elección.

2. Un átomo de cloro y un ion Cl se dibujan a continuación. Identique cada uno y explique su elección.

2 1

3. En cada uno de los siguientes pares ¿cuál tiene el radio más grande? Explique.

a. un átomo de calcio o un ion calcio

b. un átomo de cloro o un ion cloruro

c. un ion de magnesio o un ion aluminio

d. un átomo de sodio o un átomo de silicio

e. un ion potasio o un ion bromuro

5. Cuando un átomo forma un catión, su tamaño cambia. Explique cómo y por qué cambia.

7. Escriba una ecuación que represente cada uno de los siguientes:

a. el cambio de un átomo de magnesio a un ion magnesio

b. el cambio de un átomo de bromo a un ion bromuro

9. Indique el número de electrones de valencia en un átomo de cada uno de los siguientes elementos:

a. selenio d. magnesio

b. fósforo e. helio

c. bromo f. arsénico

4. ¿Cuál de cada par tiene el radio más grande? Explique.

a. Fe + o Fe3+

b. un átomo de potasio o un ion potasio

c. un ion de sodio o un ion cloruro

d. un átomo de estroncio o un átomo de yodo

e. un ion de rubidio o un ion estroncio

6. Cuando un átomo forma un anión, su tamaño cambia. Explique cómo y por qué cambia.

Escriba una ecuación que represente cada uno de los siguientes:

a. el cambio de un átomo de potasio a un ion potasio

b. el cambio de un átomo de azufre a un ion sulfuro

10. Indique el número de electrones de valencia en un átomo de cada uno de los siguientes elementos:

a. plomo d. cesio

b. litio e. galio

c. oxígeno f. argón

11. ¿Cuántos electrones se deben ganar o perder para que lo siguiente alcance una con guración electrónica de gas noble?

a. un átomo de potasio c. un átomo de bromo

b. un ion aluminio d. un átomo de selenio

13. Responda las siguientes preguntas para un átomo de vanadio.

a. Escriba la con guración electrónica completa.

b. Usando recuadros para representar orbitales y echas para representar electrones, haga un dibujo para mostrar los electrones en el subnivel d ocupado más alto.

c. ¿Qué electrones se pierden cuando un ion manganeso forma un ion vanadio(II)?

d. Escriba la con guración electrónica completa para un ion V +

15. Determine si los siguientes átomos formarán un compuesto iónico o un compuesto molecular y dé la fórmula del compuesto.

a. sodio y cloro

b. carbono y 4 hidrógenos

c. magnesio y bromo

d. bromos

e. carbono y oxígenos

17. Sea E cualquier elemento representativo. Siguiendo el patrón de la tabla, escriba fórmulas para los compuestos de hidrógeno y oxígeno de los siguientes:

a. Na c. Al

b. Ca d. Sn

1A(1)2A(2)3A(13)4A(14)5A(15)6A(16)7A(17)

EHEH2 EH3 EH4 EH3 H2EHE

E2OEOE2O3 EO2 E2O5 EO3 E2O7

19. Clasi que el enlace en cada compuesto como iónico o covalente:

a. H O c. MgO

b. NaCl d. Br

21. Prediga el tipo de enlace que se formaría entre los siguientes pares de átomos:

a. P y I b. N y S c. Br y I

23. Clasi que cada una de las siguientes moléculas como polares o no polares:

a. CH3Cl c. OF

b. Cl d. PBr3

25. Dé el número y la disposición de los pares de electrones alrededor del átomo central:

a. C en CCl4 c. Al en AlH3

b. S en H S

12. ¿Cuántos electrones se deben ganar o perder para que lo siguiente logre una estructura electrónica de gas noble?

a. un átomo de azufre c. un átomo de nitrógeno

b. un átomo de calcio d. un ion yoduro

14. Responda las siguientes preguntas para un átomo de manganeso.

a. Escriba la con guración electrónica completa.

b. Usando recuadros para representar orbitales y echas para representar electrones, haga un dibujo para mostrar los electrones en el subnivel d ocupado más alto.

c. ¿Qué electrones se pierden cuando un ion manganeso forma un ion manganeso(II)?

d. Escriba la con guración electrónica completa para un ion Mn + .

16. Determine si cada uno de los siguientes átomos formará un compuesto covalente no polar o un compuesto covalente polar y dé la fórmula del compuesto.

a. oxígenos

b. hidrógeno y bromo

c. oxígeno y hidrógenos

d. yodos

1 . Sea E cualquier elemento representativo. Siguiendo el patrón de la tabla, escriba fórmulas para los compuestos de hidrógeno y oxígeno de los siguientes:

a. Sb

c. Cl

b. Se d. C

Grupo

1A(1)2A(2)3A(13)4A(14)5A(15)6A(16)7A(17)

EHEH2 EH3 EH4 EH3 H2EHE

E2OEOE2O3 EO2 E2O5 EO3 E2O7

20. Clasi que el enlace en cada compuesto como iónico o covalente:

a. HCl c. NH3

b. BaCl d. SO

22. Prediga el tipo de enlace que se formaría entre los siguientes pares de átomos:

a. H y Si b. O y F c. Si y Br

24. Clasi que cada una de las siguientes moléculas como polares o no polares:

a. H c. CH3OH

b. NI3 d. CS

26. Dé el número y disposición de los pares de electrones alrededor del átomo central:

a. Ga en GaCl3 c. Cl en ClO 3

b. N en NF3

2 Enlaces químicos: la formación de compuestos a partir de átomos

27. A continuación se dibuja una molécula imaginaria. Prediga la disposición de los pares de electrones y la estructura molecular de los átomos indicados. (Nota: las estructuras pueden dibujarse incorrectamente.)

29. El elemento X reacciona con el sodio para formar el compuesto Na X y se encuentra en el segundo periodo de la tabla periódica. Identi que este elemento.

31. Tipo de enlace a partir de las propiedades de la sustancia

La sustancia A tiene átomos unidos por enlace de tipo ____________

La sustancia B tiene átomos unidos por enlace de tipo ____________

La sustancia C tiene átomos unidos por enlace de tipo ___________

35 y ABC

Temperatura de fusión801 °C 117 °C 39 °C

Temperatura de ebullición1 465 °C78 °C357 °C

Solubilidad en agua SíSíNo

Conductividad en estado sólidoNoNoSí

Conductividad en estado líquido y en disolución, si procede SíNoSí

Deformidad del sólido Frágil Sí

Ejercicios adicionales

33. Tres partículas tienen la misma con guración electrónica. Una es un catión de un metal alcalino, otra es un anión del haluro del tercer periodo y la tercera partícula es un átomo de un gas noble. ¿Cuáles son las identidades de las tres partículas (incluidas las cargas)? ¿Qué partícula debería tener el radio atómico/iónico más pequeño?, ¿cuál debería tener el más grande y por qué?

34. Escriba las estructuras de Lewis para la hidracina (N H4) y el ácido hidrazoico (HN3).

35. Cuando se remueve un electrón de un átomo de Li, le quedan dos. Los átomos de helio también tienen dos electrones. ¿Por qué se requiere más energía para quitar el segundo electrón del Li que para quitar el primero del He?

CBr a

O

2 . A continuación se dibuja una molécula imaginaria. Prediga la disposición de los pares de electrones y la estructura molecular de los átomos indicados. (Nota: las estructuras pueden dibujarse incorrectamente.) CH C CH2 CH2 CH2 S CH2 O H

b c d

C CH2 H H

30. El elemento Y reacciona con el oxígeno para formar el compuesto Y O y tiene la energía de ionización más baja de cualquier elemento del periodo 4 en la tabla periódica. Identi que este elemento.

32. Tipo de enlace a partir de las propiedades de la sustancia

La sustancia A tiene átomos unidos por enlace de tipo ____________

La sustancia B tiene átomos unidos por enlace de tipo ____________

La sustancia C tiene átomos unidos por enlace de tipo ____________

Propiedad ABC

Temperatura de fusión 155 °C755 °C3 8 °C

Temperatura de ebullición 59 °C 1 750 °C

Solubilidad en agua NoSíNo

Conductividad en estado sólidoNoNoSí

Conductividad en estado líquido y en disolución, si procede NpSíSí

Deformidad del sólido FrágilFrágilSí

36. Los elementos del grupo 1B(11) (vea la tabla periódica en los anexos de su libro) tienen un electrón en su nivel de energía externo al igual que los elementos del grupo 1A(1). ¿Esperaría que formaran compuestos como CuCl, AgCl y AuCl? Explique.

37. La fórmula del bromuro de plomo(II) es PbBr . Prediga las fórmulas para los bromuros de estaño(II) y germanio(II).

3 . ¿Por qué no es correcto hablar de moléculas de cloruro de sodio?

39. ¿Qué es un enlace covalente? ¿En qué se diferencia de un enlace iónico?

40. Comente brevemente la estructura Na:O :Na para el compuesto Na O.

41. ¿Es posible que una molécula sea no polar aunque contenga enlaces covalentes polares? Explique.

42. ¿Por qué el CO es una molécula no polar, mientras que el CO es una molécula polar?

43. Ordene los siguientes enlaces en orden creciente de polaridad:

a. NaO, CO, NO

b. CO, SiO, GeO

c. BO, BS, BSe

44. Estime el ángulo de enlace entre los átomos de estas moléculas:

a. H S c. NH 4 +

b. NH3 d. SiCl4

45. ¿Por qué el carbono tiene un máximo de cuatro enlaces covalentes?

46. Considere las dos moléculas BF3 y NF3. Compárelas y contrástelas en términos de lo siguiente:

a. orbitales de nivel de valencia en el átomo central que se utilizan para unión

b. forma de la molécula

c. número de pares de electrones solitarios en el átomo central

d. tipo y número de enlaces que se encuentran en la molécula

47. Con respecto a la electronegatividad, ¿por qué el úor es un átomo tan importante? ¿Qué combinación de átomos de la tabla periódica da como resultado el enlace más iónico?

4 . Se encontró que una muestra de un contaminante del aire compuesto de azufre y oxígeno contenía 1.40 g de azufre y .10 g de oxí-

geno. ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto? Dibuje una estructura de Lewis para representarla.

49. Identi que cada uno de los siguientes dibujos como representación de compuestos iónicos, compuestos covalentes o compuestos que tienen tanto porciones iónicas como covalentes.

a. c.

Ejercicio de reto

b. d.

50. Identi que cada uno de los siguientes compuestos como iónico, covalente o ambos. Dé el nombre de la IUPAC correcto para cada compuesto.

a. Na3P

b. NH4I

c. SO

d. H S

e. Cu(NO3)

f. MgO

51. Tanto NCl3 como BF3 tienen un átomo central unido a otros tres átomos pero uno es piramidal y el otro es plano trigonal. Explique.

Respuestas a los ejercicios de práctica